© Santillana 251Componente: Procesos físicos2.8.3 Determinación de volúmenes en procesos de titulaciónCon el fin de aclarar la aplicación de los anteriores conceptos a problemas puntuales, vamos a desarrollar los siguientes problemas.2.8.4 Curvas de titulaciónLas curvas de titulación son representaciones del pH en función de la cantidad de solución valorada, añadida a la solución analizada. Son muy útiles para determinar con exactitud el punto de equivalencia y para decidir qué indicador usar para observar más claramente este punto.Veamos a manera de ejemplo, la curva de titulación para una solución de HCl de concentración desconocida, valorada con una solución 0,1 M de NaOH, ilustrada en la figura 23. En ella se observa que, en los extremos de la curva, la variación de pH es suave, con relación a la cantidad de NaOH añadido. Por el contrario, en las proximidades del punto de equivalencia, para pequeñas cantidades de solución valorada, el pH varía bruscamente. Cualquier indicador cuyo intervalo de viraje esté dentro de este rango de valores de pH (entre 3 y 11) será adecuado para indicar el momento de equivalencia, que corresponde al segmento de la curva con mayor pendiente.El ejemplo anterior mostraba la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte. En la figura 24 se muestra la titulación de un ácido débil (CH3COOH) empleando una base fuerte (NaOH). Observemos que la pendiente de la curva en las proximidades del punto de equivalencia no es tan pronunciada. Esto se debe a que en la primera fase de la neutralización, se genera una solución amortiguadora que disminuye las variaciones de pH. También puede verse que el pH en el punto de equivalencia es diferente de 7 (pH 5 8,2), lo cual se relaciona con la presencia del ion acetato (CH3COO2), que se encuentra disociado del ion Na1, una vez se ha completado la neutralización. En este caso la sección de la curva con mayor pendiente se presenta entre pH 6,5 y 11, por lo que el indicador más adecuado para este sistema es la fenolftaleína.Figura 24. Titulación de 25 mL de un ácido débil (CH3COOH) con una base fuerte (NaOH).Figura 23. Titulación de 25 mL de un ácido fuerte (HCl) con una base fuerte (NaOH).EJEMPLOS1. En un proceso de titulación se emplearon 50 mL de una solución 0,50 N de NaOH, para neutralizar 75 mL de una solución de ácido acético de normalidad desconocida. ¿Cuál es la normalidad de la solución analizada?El problema nos proporciona la siguiente información:VB 5 50 mL; NB 5 0,50; VA 5 75 mL; NA % Remplazando términos en la expresión:NA ? VA 5 NB ? VB,Obtenemos que NA ? 75 mL 5 0,50 ? 50 mLNA 5 0,33Luego la normalidad de la solución de ácido acético es 0,33 N.2. ¿Qué volumen de NH4OH 0,50 N se necesita para neutralizar 100 mL de solución 0,1 N de HCl?De la expresión NA ? VA 5 NB ? VB tenemos que:0,1 ? 100 mL 5 0,50 ? VB20 mL 5 VBEl volumen de NH4OH necesario para neutralizar los 100 mL de HCl 0,1 N es 20 mL.10 20 30 40 5010 20 30 40 50121086420121086420pHpHNaOH 0,1 M añadido (mL)NaOH 0,1 M añadido (mL)Intervalo de virajeFenolftaleínaFenolftaleínaRojo de metiloRojo de metiloNaranja de metiloNaranja de metiloPunto de equivalenciaQUIM10-U7(234-273).indd 251 1/12/09 18:28
252 © SantillanaEquilibrio iónico del aguaIntervalo de virajedel naranja de metilopH108642010,5 21,0 31,5 42,0NaOH añadido (mL)Intervalo de virajede la fenolftaleínaRojoincoloroAmarilloRojoapH1412108642010 20 30 40 50 60Volumen de NaOH 0,1000 M, mLa bcb y c2.9 Ácidos polipróticosCuando un mol de ácido al disociarse, libera un mol de iones H1 se denomina ácido monoprótico (como HCl, HNO3, HBr, etc.). Existen, sin embargo, ácidos que pueden liberar más de un mol de iones H1, por lo que se conocen como ácidos polipróticos. La disociación de estos ácido se realiza en varias etapas, liberando un protón 3H14 cada vez. Las expresiones para la constante de ionización Ki, pueden escribirse para cada etapa, como se muestra a continuación, para el ácido fosfórico (H3PO4), ácido poliprótico típico:Primera etapa:H P3 4 O H (a) (ac) H PO2 4(ac) fi fi ffK1 ffl fi ff fi fffi ffH H POH PO 7,5 10Segunda eta23 43fi ffff ffi ffl ffi 4pa:H PO H HPOH2 4(ac) (ac) 4(ac) ff fi 2fffififfl ffiK2fi ff fiHPOH PO 6,2 10Tercera etapa:HPO2284(ffff ffl ffi ff fffi ff 4ac) (ac) 4(ac) 313H PO3,6 10ff fi fffffiffl ffiK3El análisis de los valores de las diferentes constantes de ionización, muestra que K1 es mucho mayor que K2 y ésta es mucho mayor que K3. Este fenómeno suele cumplirse para todos los ácidos polipróticos. Las constantes sucesivas de ionización por lo general disminuyen entre 104 a 106 veces. Esta disminución del valor de cada constante de ionización implica que cada etapa ocurre con mucha menor extensión que la anterior, por lo que la concentración de H1 producida en la primera etapa será mucho mayor que la producida en las otras dos. Debido a esto, se asume que en una solución de H3PO4, los iones de H1 presentes provienen principalmente de la primera etapa de ionización.Teniendo en cuenta lo anterior, veamos qué ocurre cuando se intenta valorar una solución de un ácido poliprótico.Debido a que existen tres puntos de equivalencia diferentes, se requiere de varios indicadores cuyos rangos de viraje coincidan con los diferentes puntos de equivalencia. En la figura 26, vemos que el primer punto de equivalencia se encuentra en un pH aproximado de 4,0, hasta este momento se ha añadido un mol de NaOH por cada mol de H3PO4 y la solución valorada se compone de Na1 y H2PO24. En el segundo punto de equivalencia que se encuentra a un pH aproximado de 9,0 se ha añadido el doble de NaOH y la solución contiene 2Na1 y HPO242. Es lógico suponer la existencia de un tercer punto de equivalencia correspondiente a una solución de 3Na1 y PO342, pero el HPO242es un ácido tan débil que la tercera etapa de la disociación se lleva a cabo en muy bajas proporciones, por lo que se alcanza un equilibrio en el cual, la mayor parte del OH2 añadido después del segundo punto de equivalencia, permanece como tal, en vez de reaccionar con el HPO242. Por consiguiente, este ion actúa en la solución como si fuera un ácido diprótico.Figura 25. Curva de titulación para el ácido fosfórico (H3PO4) con NaOH.Figura 26. Curvas de titulación para tres ácidos polipróticos, con NaOH. Ácido fosfórico, H3PO4(a), ácido oxálico, HOOCCOOH (b) y ácido sulfúrico, H2SO4 (c).EJERCICIOAnaliza las curvas de titulación para los tres ácidos polipróticos que se muestran en la figura 18, ¿qué puedes concluir?,¿por qué son diferentes entre sí? Justifica tus respuestas.QUIM10-U7(234-273).indd 252 1/12/09 18:28
© Santillana 253Desarrollo de competencias1 Explica las razones por las cuales el agua es considerada un electrólito débil.2 Con base en la ecuación de ionización del agua, establece la expresión para su constante de equilibrio, K, y el producto iónico del agua Kw.H2O(g) H1(ac) 1 OH2(ac)3 El agua pura a 25 °C tiene una concentración de H1 y OH2 iguales, es decir, de 1 3 1027 M. A partir de esta información, determina cuándo una solución es neutra, ácida o básica.4 Se considera que el producto iónico del agua está dado por la siguiente expresión:Kw 5 [H1] y [OH2] 5 1 3 10Calcula [H1] y [OH2] de acuerdo con los requerimientos de cada caso e indica si la solución es ácida, básica o neutra.a) [H1] 5 1 3 1022b) [OH2] 5 1 3 1029c) [H1] 5 1 3 10275 Utiliza el concepto de pH y pOH, y determina cuáles de las siguientes soluciones son ácidas y cuáles son básicas:a) [H1] 5 1 3 1025b) [H1] 5 1c) [H1] 5 1 3 10212d) [H1] 5 1 3 102146 Por lo general, se considera que el agua pura no conduce la corriente eléctrica. Sin embargo, se ha demostrado que tiene un valor muy pequeño de conductividad eléctrica. ¿A qué se puede atribuir este fenómeno?7 Los indicadores son compuestos que cambian su color en presencia de ciertas sustancias químicas, por ejemplo, el sulfato de cobre se utiliza para dar color azul a las piscinas, pero si esta sustancia entra en contacto con otras sustancias ajenas al agua, cambia a coloración más oscura. Responde:a) ¿Qué sucede cuando el sulfato de cobre entra en contacto con la orina?b) ¿En qué otros procesos son utilizados los indicadores?8 El pH de una solución se puede medir de forma cualitativa mediante el uso de indicadores, y de manera cuantitativa con el indicador universal y con el pH-metro, aparato que detecta los cambios de pH.Si tuvieras que analizar una muestra de una sustancia y determinar exactamente el valor de su pH, ¿qué procedimientos utilizarías y por qué?9 Una solución amortiguadora contiene cantidades de un ácido débil y su base conjugada, estas soluciones resisten cambios drásticos en su pH. Por ejemplo, el de la sangre es ligeramente básico y se mantiene en límites muy estrechos de 7,3 a 7,5 por los diferentes amortiguadores que esta posee. Las principales soluciones amortiguadoras presentes son: ácido carbónico, bicarbonato de sodio, fosfato diácido de sodio y fosfato ácido disódico, además de ciertas proteínas. Responde:a) ¿En qué circunstancias se pueden producir alteraciones de la concentración de H1 en la sangre?b) ¿Cuáles son las fuentes de producción de ácidos en el ser humano?QUIM10-U7(234-273).indd 253 1/12/09 18:28
254MANEJO CONOCIMIENTOS PROPIOS DE LAS CIENCIAS NATURALES© Santillana3. ElectroquímicaLa electroquímica es la parte de la química que relaciona la energía eléctrica con la energía química que se intercambia durante las reacciones químicas. Algunas aplicaciones de procesos electroquímicos son las baterías de los automóviles y las pilas.3.1 IntroducciónEn los siglos XVIII y XIX, los científicos empezaron a descubrir la estrecha relación existente entre dos fenómenos aparentemente desligados: la corriente eléctrica y las reacciones químicas. Así se originó la electroquímica, disciplina que estudia cómo el paso de la electricidad puede desencadenar cambios químicos, así como la producción de energía eléctrica a partir de una reacción química.En las siguientes páginas profundizaremos en los más importantes procesos electroquímicos, como son la electrólisis y las celdas galvánicas.3.2 Reaccionesde óxido-reducciónUna reacción de oxidación-reducción o redox es aquella en la que se transfieren electrones de un reactivo a otro. Como su nombre lo indica, estas reacciones involucran dos procesos: oxidación y reducción. Este tipo de reacciones constituyen una importante fuente de energía en el planeta. Por ejemplo, la combustión de la gasolina en el interior del motor de un automóvil o la digestión y asimilación de los alimentos en nuestro organismo son procesos en los que ocurre transferencia de electrones, como resultado del cual se produce o se almacena energía. Para comprender el significado de estos conceptos, analicemos el siguiente ejemplo.Cuando se introduce una placa de zinc metálico en una solución concentrada de sulfato cúprico (CuSO4), se observa que, al cabo de algún tiempo, la placa de zinc queda recubierta de una capa de cobre metálico (figura 27). La ecuación química que describe el proceso es:Zn0 1 CuSO4 Cu0 1 ZnSO4Tanto el sulfato cúprico como el sulfato de zinc son compuestos iónicos que, ya sea fundidos o en solución acuosa, se disocian en los iones correspondientes:Zn0 1 Cu21 1 SO242 Cu0 1 Zn21 1 SO242Como el ion sulfato SO22 aparece en ambos lados de la ecuación, esta se puede escribir de manera más sencilla:Cu21 1 Zn0 Cu0 1 Zn21Esta ecuación iónica nos indica que durante la reacción, el átomo de zinc, eléctricamente neutro al principio, se ha transformado en el ion Zn21, para lo cual ha tenido que ceder 2 electrones. Por el contrario, el ion Cu21 se ha convertido en un átomo de cobre sin carga eléctrica, Cu0, para lo cual tuvo que aceptar 2 electrones.Figura 27. Reacción de óxido-reducción entre el sulfato de cobre y el zinc. a) Una barra de zinc es introducida en una solución de sulfato de cobre. b) Los iones Cu21 se reducen al tomar 2 electrones del Zn0, precipitándose en el fondo del recipiente, mientras que el zinc se oxida, quedando en una solución incolora como Zn21.abQUIM10-U7(234-273).indd 254 1/12/09 18:28
© Santillana 255Componente: Procesos físicos3.3 Algunos procesos electroquímicos3.3.1 ElectrólisisLa electrólisis es uno de los procesos electroquímicos más importantes, en el cual el fl ujo de una corriente eléctrica a través de una porción de materia, genera cambios químicos en ésta. Dichos cambios o reacciones químicas no se producen en ausencia de una fuente de energía eléctrica y todo el proceso sucede en un dispositivo denominado celda electrolítica.Una celda electrolítica es un dispositivo similar al empleado para determinar si una solución es o no electrolítica. Consta de un recipiente que contiene una solución de algún electrólito y dos electrodos que se sumergen en dicha sustancia, a través de los cuales fl uye una corriente eléctrica, proveniente de una fuente de energía (por ejemplo una pila). El electrodo desde el cual salen electrones hacia la solución está cargado negativamente (cátodo), por lo que los iones cargados positivamente (cationes) migrarán hacia éste. De la misma forma, los iones negativos (aniones) se verán atraídos por el electrodo positivo o ánodo (fi gura 28). Dado que el electrodo negativo presenta un exceso de electrones, se comporta como un agente reductor, pues puede ceder dichos electrones a un ion positivo que carezca de ellos. Igualmente, el polo positivo de una celda electrolítica actúa como agente oxidante, capturando los electrones de exceso que posean los iones negativos.Así, podemos afi rmar que en una celda electroquímica, el electrodo donde ocurre la reducción es el cátodo y aquel en donde ocurre la oxidación corresponde al ánodo.3.3.2 Aplicaciones de la electrólisisn Electrólisis del cloruro de sodioTres compuestos químicos de gran importancia, el NaOH, el Cl2 y el H2se obtienen a partir de la electrólisis de una solución acuosa concentrada de NaCl, conocida como salmuera, tal como se ilustra en la fi gura 29. El hidrógeno se produce en el cátodo mediante la reacción:2H2O 1 2e2 H2(g) 1 2 OH2(ac)Simultáneamente, el cloro se produce en el ánodo:2Cl2(ac) Cl2(g) 1 2e2El tercer producto, el NaOH, se produce en la reacción:2NaCl(ac) 1 2H2O(l) Cl2(g) 1 H2(g) 1 2NaOH(ac)La reacción total se resume de la siguiente manera:2H2O(l) 1 2Cl2(ac) H2(g) 1 Cl2(g) 1 2OH2(ac)Tanto el hidrógeno como el cloro producidos se secan, purifi can y comprimen para ser almacenados en cilindros y posteriormente ser utilizados.El sistema se alimenta continuamente bombeando salmuera fresca a la celda electrolítica, que contiene una mezcla de NaOH (cerca de 10%) y una buena cantidad de NaCl. El siguiente paso es extraer el agua por evaporación para que el NaCl cristalice y la concentración NaOH en la solución aumente (hasta un 50%), luego de lo cual es posible extraer este producto.Ánodo Cátodoe eCl NaBateríaCl2(g)ElectrodoinerteElectrodoinerteNaClfundidoAgente oxidante Agente reductorFigura 28. Esquema general del proceso de electrólisis, en una celda electrolítica, para el NaCl. EJERCICIODibuja una celda electrolítica para la descomposición del CaCl2 fundido.Figura 29. Esquema del dispositivo industrial empleado en la producción de Cl2(g), H2(g) y NaOH, a través de la electrólisis de la salmuera.BateríaCl2Cl2H2H2NaCl concentradoÁnodoCl2Na1Na1OH2Cl2OH2 CátodoQUIM10-U7(234-273).indd 255 1/12/09 18:28
256 © SantillanaElectroquímican Refinación electrolítica de los metalesA través de un proceso conocido como electrorrefinación se consiguen metales de alta pureza, que pueden ser utilizados para diversos fines (figura 30).Por ejemplo, el cobre es extraído de los yacimientos naturales en la forma de óxidos o sulfuros de cobre (CuO, Cu2O, Cu2S, CuS y CuFeS2). Por medio de molienda, fundición y otros procesos se consigue cobre metálico con una pureza cercana al 99%. El cobre es un importante conductor de la electricidad y esta propiedad se ve afectada considerablemente por pequeñas concentraciones de otros metales, como oro y plata que constituyen impurezas. Por esta razón, el cobre metálico debe ser electrorrefinado, luego de lo cual se consigue una pureza cercana al 99,98%, ideal para la fabricación de alambres, bobinas o motores eléctricos.En la figura 31 se esquematiza una celda electrolítica para la purificación del cobre. En esta celda se utiliza como cátodo una lámina delgada de cobre de alta pureza y como ánodo una pieza del metal con impurezas. El electrólito es una solución ácida de sulfato cúprico (CuSO4). Al activar la batería, el cobre anódico se oxida a Cu21:Cu(s) Cu2(ac)1 1 2e2, mientras que los iones de cobre en el cátodo se reducen: Cu21 1 2e2 Cu(s), depositándose en la lámina de cobre puro.Así mismo, las impurezas de hierro y zinc, que se oxidan más fácilmente que el cobre, pasan a la solución, desde el ánodo, según las siguientes reacciones:Fe(s) Fe2(ac)1 1 2e2Zn(s) Zn2(ac)1 1 2e2Estos iones permanecen en solución, contrario a otras impurezas como la plata, oro y platino, que al oxidarse con menos facilidad que el Cu, precipitan, acumulándose en forma metálica en el fondo de la celda. Este precipitado es luego recuperado y dado su gran valor, el proceso general de purificación de un metal como el cobre es económicamente rentable.Por este procedimiento se obtienen, además del cobre, metales como el aluminio y el magnesio.n GalvanoplastiaLa galvanoplastia es una técnica que consiste en recubrir una pieza de metal o de otro material, con una capa delgada de otro metal. El proceso general consiste en tomar el objeto que se va a recubrir como cátodo y como ánodo un trozo del metal con el cual se va a revestir la pieza. La solución electrolítica se compone de una sal del mismo metal del ánodo. Los iones positivos del metal, provenientes, ya sea de la solución o de la oxidación en el ánodo se depositan sobre el cátodo por reducción, recubriendo la pieza.Figura 30. Celdas electrolíticas para la purificación de diversos metales.Figura 31. Esquema de la electrorrefinación del cobre metálico.Fuente de corriente directaMENTESBRILLANTESEsquematiza el proceso de purificación del Zn (impurezas del Pbprincipalmente), asumiendo que se pueda aplicar un procedimiento similar al empleado para el cobre.QUIM10-U7(234-273).indd 256 1/12/09 18:28
© Santillana 257Componente: Procesos físicosMuchos objetos metálicos como tornillos, pulseras, relojes, muebles y piezas para equipos de sonido, son galvanizados con capas de metales como cromo, plata u oro. Este revestimiento mejora algunas de las propiedades físicas de estos objetos, como su resistencia a la corrosión, la conductividad eléctrica o su apariencia (figura 32).Tal vez la aplicación más importante de la galvanoplastia se encuentra en el recubrimiento de piezas de hierro o de acero con capas de zinc o cromo respectivamente, con el fin de hacerlas más resistente a la corrosión.3.3.3 Celdas electroquímicasn GeneralidadesLas reacciones de óxido-reducción que ocurren espontáneamente, pueden ser utilizadas para generar energía eléctrica. Para ello es necesario que la transferencia de electrones no se realice directamente, es decir, que la oxidación y la reducción sucedan en espacios separados. De esta manera, el flujo de electrones desde el agente reductor hacia el agente oxidante, se traduce en una corriente eléctrica, que se denomina corriente galvánica, en honor a Luigi Galvani (1737-1798), físico italiano que estudió estos fenómenos. Las celdas electroquímicas, conocidas también como celdas galvánicas o voltaicas, son los dispositivos en los cuales se realiza este proceso. En una celda electroquímica los reactivos se mantienen en compartimentos separados o semiceldas, en las cuales se realizan las semi-reacciones de oxidación y reducción separadamente. Una semicelda consta de una barra de metal que funciona como electrodo y que se sumerge en una solución acuosa compuesta por iones del mismo metal, provenientes de una sal de éste. Los electrodos de cada semicelda, se comunican a través de un circuito eléctrico externo, por el que viajan los electrones desde el agente reductor hasta el agente oxidante. Estos dispositivos son el fundamento de las pilas y baterías que usamos a diario.A manera de ejemplo, analicemos una celda electroquímica para la reacción entre el sulfato de cobre y el zinc, mencionada anteriormente (figura 33), conocida como pila de Daniell. En esta, una de las semiceldas contiene sulfato de zinc (ZnSO4), la otra contiene sulfato de cobre (CuSO4) y ambas se encuentran conectadas a través de un circuito conductor de la electricidad, cuyos electrodos son, respectivamente, una barra de zinc y una barra de cobre. Los electrones producidos durante la oxidación del Zn viajan a través del circuito, desde el electrodo de zinc hacia el de cobre, donde reducen los iones Cu21. Adicionalmente, las celdas electroquímicas presentan un tubo de vidrio lleno de una solución salina, conductora de la electricidad, que comunica las dos semiceldas y que se conoce como puente salino. En este caso el puente salino contiene iones SO22 ,que pasan de un lado a otro con el fin de equilibrar las cargas en las semiceldas, debido al desequilibrio generado por el flujo de electrones desde el polo reductor. El electrodo de Zn presenta una deficiencia de electrones, por lo que actúa como ánodo, mientras que el electrodo de Cu, que recibe el flujo de electrones actúa como cátodo.e eÁnodo(Ag)CátodoAg Sal de plata (AgY) en solución iónicaDisoluciónde ZnSO4Movimiento de cationesMovimiento de anionesPuente salinoGalvanómetro2e Zn2ZnCu2 2eCue e e eDisoluciónde CuSO4Zn CuÁnodoSolución de Zn(s) fi ZnSO4(ac)Puente salinofifiSolución de CuSO4(ac) fi Cu(s)CátodoFigura 32. Galvanoplastia de una joya con plata.Figura 33. Representación esquemática de una celda galvánica de zinc y cobre, más conocida como pila de Daniell. En la parte inferior se muestra una representación de las especies presentes en las semiceldas.Diagrama de la pila4(ac)Y2QUIM10-U7(234-273).indd 257 1/12/09 18:28
258 © SantillanaElectroquímica0,76eZn2Ánodo ( ) HZn Zn2 2e H2 (g) 2H 2eH2 (g)efi0 V Zn ff 0,76Puente salinoCátodo ( )H2 (g)Zn(ac) (ac)ENH(fi0 ff 0 (Figura 34. Celda electroquímica Zn-H, con la cual es posible medir el potencial estándar de oxidación del zinc. El sistema se mantiene a 1 atm, 25 °C y 3H14 y 3ZnSO44 de 1 M.n Potenciales de oxidación-reducciónEl potencial de reducción de una sustancia puede definirse como la tendencia de los átomos de ésta para aceptar electrones, es decir, se refiere a qué tan fácilmente se reducen estos átomos. El potencial de reducción implica la existencia de dos polos o electrodos, por lo que no es posible medir el potencial de un electrodo aislado. Por esta razón el potencial de una sustancia cualquiera se especifica en relación con otra sustancia, tomada como patrón. Por convención, el hidrógeno se toma como patrón y se le asigna arbitrariamente un potencial de reducción igual a cero, referido para una presión de una atmósfera, una temperatura de 25 °C y una concentración de protones (H1) 1 M. Bajo estas condiciones se puede medir el potencial de una sustancia cualquiera por medio de una celda en la cual una de las semiceldas contiene un electrodo de hidrógeno (denominado electrodo normal de hidrógeno, ENH) y la otra, la sustancia por evaluar (figura 34). La unidad internacional para expresar el potencial eléctrico es el voltio (V). Por ejemplo, para el sistema de la figura 34, de Zn y H, el voltímetro muestra que hay una diferencia de potencial de 0,76 V. Este valor corresponde a la reacción de oxidación del Zn y por tanto representa el potencial estándar de oxidación de este elemento, simbolizado como e0 Zn/Zn21 5 0,76 V.El potencial estándar de reducción tiene el mismo valor, pero signo contrario: e0 Zn21/Zn 5 20,76 V.La corriente eléctrica que se genera en una celda electroquímica es consecuencia de la diferencia de potencial que se establece entre los electrodos (De) y se conoce como fuerza electromotriz (fem) de la celda.En la siguiente tabla se muestran los potenciales de reducción estándar para diferentes sustancias, indicando en cada caso la semirreacción de reducción:Li1 1 e2 Li 23,05 Cu21 1 2e2 Cu 10,34Ca21 1 2e2 Ca 22,87 I2 1 2e2 2I2 10,54Na1 1 e2 Na 22,71 Fe31 1 e2 Fe21 10,772H2O 1 2e2 H2 1 2OH2 20,83 Ag1 1 e2 Ag 10,80Zn21 1 2e2 Zn 20,76 Br2 1 2e2 2Br2 11,06Fe21 1 2e2 Fe 20,44 Cl2 1 2e2 2Cl2 11,36Pb21 1 2e2 Pb 20,13 H2O2 1 2H1 1 2e2 2H2O 11,772H1 1 2e2 H2 0,00 F2 1 2e2 2F2 11,36EJERCICIO1. Con base en la tabla,¿cuáles serían los compuestos más indicadospara construir una celdaelectroquímica con lamayor fem posible?2. ¿Por qué los valores de e0se dan para condicionesespecíficas de presión y temperatura? Explica contus propias palabras.3. En una celda electroquímica con base en Cuy Ag, ¿cuál de los dos elementos se reduce y cuálse oxida? Un valor positivo de e0 significa que la sustancia se reduce más fácilmente que los iones H1. Un valor negativo significa que la sustancia se reduce con más dificultad que los iones H1.POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDARSemirreacción de reduccióne0(V)Semirreacción de reduccióne0(V)QUIM10-U7(234-273).indd 258 1/12/09 18:28
© Santillana 259Componente: Procesos físicosFigura 35. Walter Nernst (1864-1941) hizo una gran contribución a los estudios en electroquímica, al plantear la ecuación que lleva su nombre.n Ecuación de NernstLos potenciales estándar de celdas galvánicas fueron definidos para condiciones específicas de temperatura, presión y concentraciones de las especies químicas involucradas. Sin embargo, con frecuencia nos vemos enfrentados a reacciones que tienen lugar bajo condiciones distintas a las estándar, por lo cual se necesita un método que permita calcular potenciales redox para diferentes situaciones. Esto se hace gracias a la ecuación de Nernst, llamada así en honor a su inventor, el químico alemán Walter Nernst (1864–1941) (figura 35). Dicha ecuación se expresa de la siguiente manera:fi ff fi ffi fl fl ffi 0 R TnF l nQDonde, De es la diferencia de potencial de la celda, en condiciones distintas de las estándar, De0 es la diferencia de potencial estándar de la celda en estudio, Res la constante de los gases ideales, T es la temperatura absoluta, n es el número de electrones que participan en la reacción redox, F es la constante de Faradayy Q es un cociente que relaciona las concentraciones de los iones que participan en la transferencia electrónica y que depende de la constante de equilibrio de la reacción total.Para cualquier celda a una temperatura de 25 °C y tomando ln como logaritmos en base 10, la ecuación de Nernst se puede expresar como:fi ff fl fl fi ffi 0,059 0 Log Q n ?A partir de la ecuación de Nernst se puede demostrar que la fuerza electromotriz (fem) de la celda, es decir, De, disminuye a medida que la reacción se efectúa. Esto se relaciona con los cambios que experimenta Q y por consiguiente Log Q, a medida que las concentraciones de los productos aumentan y las de los reactivos disminuyen. De esta manera, el segundo término en la ecuación de Nernst 0,059n ( ? Log Q) aumenta a medida que transcurre la reacción, de modo que la diferencia fi ff ffl0 0,059 Log n ? Q disminuye y, por lo tanto, la fem de la celda se hace menor. Eventualmente esta diferencia llega a cero, cuando la reacción de la celda alcanza el equilibrio y no se produce más energía.EJEMPLOS¿Cuál es la fuerza electromotriz (fem) de una celda galvánica de Zn y Cu, que funciona a 25 °C y posee una 3Zn214 de 1 ? 1025 M y 3Cu214 igual a 0,1 M? De0para esta celda es 1,1 V.A partir de la reacción de óxido-reducción entre el Zn y el Cu:Zn(s) Cu Zn Cu , 1 (ac) (ac) 1 (s) 21 21vemos que el número de electrones transferidos (n) es 2.Calculamos ahora el valor de Q, a partir de las concentraciones de los iones de Zn y Cu:Q ZnCu1 100,1 1 10 225fi fi fi 4ffffffl ffl fi fffi ff? ?Ahora sustituimos el valor de n, Q y De0 en la ecuación de Nernst, para obtener un De de:fi ff fi ffi ffff ffifl fl Log1,10 0 0590 0592,,n Q( ) Log (1 10 )1,1 ( 0,12) 1,2ff 4ff ffi ffi ffffi2Se observa entonces que la fem de la celda es 1,22 V.Figura 36. El esquema presenta lo que ocurre a nivel atómico en una celda galvánica.2e2 2e2Del circuito externo Del circuito externoElectrodo de cobreElectrodo de zincCu21Cu21Cu21 ZnCuConexión Zn21 internaZn21Zn211 2QUIM10-U7(234-273).indd 259 1/12/09 18:28
260 © SantillanaElectroquímica3.3.4 Aplicaciones de las celdas galvánicasRetomando los conceptos expresados hasta el momento, podemos decir que en una celda electrolítica se consume energía eléctrica para producir una reacción redox, que de otra manera no tendría lugar. En cambio en una celda electroquímica, se produce energía eléctrica como resultado de un proceso espontáneo de óxido–reducción. Las celdas galvánicas son el fundamento de los diversos tipos de pilas que se producen comercialmente en la actualidad. En términos generales una pila es un dispositivo que suministra energía eléctrica. Cuando varias pilas se conectan entre sí, se obtiene una batería. A diferencia de la pila de Daniell, las pilas comerciales se caracterizan porque generan cantidades apreciables de energía en comparación con su reducido tamaño y porque su tiempo de vida útil es suficientemente largo como para justificar su fabricación. Así mismo, dado que las soluciones electroquímicas que contienen las celdas son, por lo general, tóxicas y altamente corrosivas, estas pilas tienen una cubierta resistente a escapes, que hace posible transportar fácilmente el dispositivo. Veamos:Pila seca o pila de LeclanchéContiene en su interior una pasta húmeda de cloruro de amonio (NH4Cl), cloruro de zinc (ZnCl2), dióxido de manganeso (MnO2) y agua, que actúa como la solución de electrólitos. El recipiente de la pila está hecho de zinc y hace las veces de ánodo, mientras que el cátodo es una barra de grafito (carbono) rodeada de una mezcla de polvo de grafito y MnO2 (figura 37). Esta pila carece de puente salino, debido a que, tanto el agente oxidante (MnO2) como el reductor (Zn) son sólidos y por lo tanto no se difunden. La reacción global en la pila seca es la siguiente:Zn 1 2MnO2 1 2NH14 Zn21 1 Mn2O3 1 H2O 1 2NH3En la cual, el zinc se oxida según la semirreacción:Zn Zn21 1 2e2, al tiempo que el MnO2 y el NH14 se reducen:2MnO2 1 2NHH14 1 2e2 Mn2O3 1 H2O 1 2NH3Presenta como desventaja una vida limitada, debido a que el electrodo de zinc se deteriora por la acidez de la solución electrolítica. Esto hace que la pila se desgaste con el tiempo, así no se haya utilizado.Figura 37. Pila seca. La diferencia de potencial generada es de 1,5 V, usada en una amplia gama de aparatos eléctricos, como linternas, radios, juguetes, etc.Figura 38. Pilas de mercurio, litio y plata.Pila de… Cátodo Ánodo Electrólito Usos OtrosMercurio (Hg)Acero rodeado de pasta de Zn(OH)2 y HgOAmalgama de Zn y HgKOH Cámaras fotográficas, calculadoras y otros aparatos electrónicosPilas de larga vida y tamaño reducido, aunque son costosas y de uso restringido dada su toxicidadLitio-yodo (Li-I2)Complejo de I2Li metálico Generalmente, sulfuro de titanio (TiS2)Marcapasos Duración estimada de 10 añosLitio-SO2 SO2 Li metálico Submarinos y cohetesLitio-FeS2 FeS2 Li metálico Cámaras fotográficas y radiosÓxido de plata (Ag2O)Ag2O Zn Sal de plata Relojes, cámaras fotográficasBarra de grafito (cátodo)Pasta de NH4Cl,ZnCl2, MnO2 y aguaEspacio porosoRecipiente de Zn (ánodo)QUIM10-U7(234-273).indd 260 1/12/09 18:28
© Santillana 261Componente: Procesos físicosPilas de mercurio, litio y plataEn términos generales, estas pilas son como una pila seca, aunque los compuestos que actúan como reductores y oxidantes cambian según el caso, como se resumen la tabla de la figura 38.Pila alcalinaSu estructura es similar a la descrita para pila seca, con el cátodo de MnO2 y el ánodo de Zn, pero el recipiente de la pila es de acero y el electrólito usado es hidróxido de potasio (KOH). Es más duradera y posee una diferencia de potencial de 1,5 V (figura 39).Pilas recargablesUna de las desventajas de las celdas que se han descrito anteriormente es que se deben desechar una vez que la reacción química que se produce en la celda alcanza el equilibrio. Como respuesta a este inconveniente se desarrollaron las pilas recargables, también conocidas como acumuladores. Vamos a detallar a continuación dos de los más usados en el mundo.n Acumuladores de plomoEl uso más común de estos dispositivos se encuentra en las baterías para automóviles, en las cuales seis pilas, cada una de 2 V, se colocan adyacentes, dando como resultado una batería de 12 V. Cada una de estas pilas o acumuladores consta de un par de electrodos dispuestos en paralelo en la forma de rejillas de plomo. La rejilla anódica está rodeada de plomo esponjoso, mientras que la catódica contiene PbO2 (figura 40). La solución electrolítica es ácido sulfúrico al 38%. Las reacciones de óxido-reducción en este caso son reversibles. Así, la reacción directa produce energía eléctrica, al contrario de la reacción inversa, que consume energía. La siguiente es la reacción global para los procesos de carga y descarga en las baterías para autos:DescargaPb(s) 1 PbO2(s) 1 4H(ac) 1 2SO4(ac) 2PbSO4(s) 1 H2O(l)CargaObserva cómo durante la descarga de la batería se consume H2SO4 y se produce PbSO4, que se acumula sobre las rejillas de plomo. Al recargar, el PbSO4se oxida a PbO2 en uno de los electrodos y se reduce a Pb(s) en el otro, restableciéndose así, la composición inicial en cada electrodo.La continua carga y descarga de las baterías genera pérdidas de materiales en la forma de H2(g) y O2(g). Además, parte del sulfato de plomo sólido cae al fondo del recipiente de la batería, desde donde no es posible extraerlo durante el proceso de recarga. Por estas razones, las baterías deben cambiarse con cierta frecuencia.n Pila de cadmio y níquelEstas pilas son usadas en diversos aparatos electrónicos portátiles, como calculadoras o teléfonos celulares (figura 41).Emplean un ánodo de cadmio (Cd) y un cátodo de óxido de níquel hidratado (NiO2H). Una variante de esta estructura se presenta en las pilas con base en hidruros metálicos de níquel, en las que el cadmio es remplazado por ZrNi2o LaNi5. En ambos casos los electrodos se hayan embebidos en una solución de KOH.Esta celda produce una diferencia de potencial de 1,25 V y para muchos propósitos es mejor que la pila seca.Figura 39. Pila alcalina.Figura 40. Batería de acumuladores de plomo.Figura 41. Pila recargable níquel-cadmio.Cubierta del ánodo Ánodo: polvo de Zn 1 KOH(ac)Cátodo: MnO2 1 KOH SeparadorRejillas de plomoÁnodo: PbCátodo: PbO2Solución de H2SO4QUIM10-U7(234-273).indd 261 1/12/09 18:28
262 © SantillanaElectroquímicaPilas de combustibleUn pila de combustible es una celda electroquímica en la cual se aprovecha la energía producida durante la combustión de un compuesto para generar energía eléctrica. La eficiencia de la conversión entre energía química y eléctrica es cercana al 75%, en contraste con un 40% de eficiencia en la conversión de energía calórica a eléctrica, como sucede en las plantas termoeléctricas.Estas pilas requieren de un aporte continuo de combustible y oxígeno a través de cada electrodo. El diseño más comúnmente empleado es la pila de hidrógeno, usada en programas espaciales. En la figura 42 se presenta un esquema de la estructura de una pila de hidrógeno. Los electrodos son dos tubos de material poroso a través de los cuales difunden el oxígeno y el hidrógeno gaseoso. El interior del dispositivo contiene KOH en solución acuosa, como electrólito.La reacción general es: 2H2(g) 1 O2(g) 2H2O(l), que resume las siguientes semirreaciones:Ánodo: 2H2(g) 1 4OH2(ac) 4H2O(l) 1 4e2 (Oxidación)Cátodo: O2(g) 1 2H2O(l) 1 4e2 4OH2(ac) (Reducción)El producto de la reacción es agua, que debe ser retirada de la celda, para evitar que la solución de KOH se diluya demasiado. Esto se logra por evaporación, pues estas pilas suelen funcionar a altas temperaturas.Además del oxígeno se emplean el ozono (O3) o el cloro molecular (Cl2). Así mismo, en remplazo del hidrógeno se usa metano (CH4) o amoniaco (NH3).3.3.5 CorrosiónNo todos los fenómenos electroquímicos son beneficiosos para el hombre. La corrosión es el proceso por el cual un metal se consume, a través de su oxidación, debida al oxígeno y la humedad atmosféricos. Un metal corroído carece de las propiedades estructurales del producto original, por lo que la corrosión genera pérdidas económicas de enormes proporciones. La reacción entre el metal y el oxígeno genera el óxido metálico correspondiente. El caso más común es la herrumbre del hierro, que corresponde a óxido de hierro hidratado según la fórmula (Fe2O3)nH2O.Veamos el proceso paso a paso:El hierro (Fe) expuesto al aire se oxida:Fe Fe21 1 2e2Los electrones producidos son tomados por el oxígeno atmosférico:O2 1 2H2O 1 2e2 4OH2Hasta aquí el resultado es el hidróxido de hierro II (Fe(OH)2), que continúa oxidándose:4Fe(OH)2 1 O2 1 2H2O 4Fe(OH)3 (hidróxido de hierro III)El óxido de hierro III se hidrata, formado la herrumbre, es decir, el polvillo rojo que observamos sobre las piezas oxidadas (figura 43).Figura 42. Pila de combustible (hidrógeno-oxígeno).Figura 43. La corrosión de los metales es un fenómeno electrolítico en el cual ánodo y cátodo se hallan sobre la pieza corroída. El puente de electrólitos entre estos puntos puede ser el agua lluvia, que contiene numerosos iones. EJERCICIOLa galvanización de piezas metálicas seemplea para proteger dichas piezas de la corrosión. ¿Por qué crees que este procedimiento surte efecto?, ¿cómo crees que el recubrimiento metálico de la pieza puede protegerla de la corrosión?Cátodo ÁnodoO2O2H2KOH (ac)EléctrolitoH212 O +2 2 H O+2e2O2 O2Fe212OH22OH2Herrumbre en formación Fe(OH)2 CátodoMetalFe Fe211 2e2ÁnodoQUIM10-U7(234-273).indd 262 1/12/09 18:28
© Santillana 263Componente: Procesos físicosFigura 44. Michael Faraday (1791–1865).3.4 Leyes de FaradayEstos postulados relacionan la cantidad de electricidad consumida o generada durante un proceso electroquímico con la masa de los reactivos presentes. Fueron planteadas por Michel Faraday (1791–1865) (figura 44), en la forma de dos leyes fundamentales, como veremos a continuación:n Primera ley. Muchos metales como el sodio, el magnesio o el aluminio se producen industrialmente por electrólisis de alguna de sus sales fundidas. En el proceso se consumen grandes cantidades de electricidad, que pueden relacionarse matemáticamente con la cantidad de producto formado sobre los electrodos de la celda electrolítica. Por ejemplo, durante la electrólisis del cloruro de sodio, el ion sodio se reduce según la reacción:Na1 1 1e2 Na Así, un electrón es requerido para reducir un ion de sodio. Es decir, para reducir un mol de iones Na1, equivalentes 23 gramos, se necesita un mol de electrones. La carga de un electrón es 1,602 ? 10219 C, de donde tenemos que la carga de un mol de electrones es: 1,6022 ? 10219 C/electrón ? 6,02 ? 1023 electrones/mol 5 96.500 C/molLa carga eléctrica transportada por un mol (6,02 ? 1023) electrones equivale a un Faraday (F), que a su vez es igual a 96.500 culombios y se conoce también como la constante de Faraday. La relación entre la cantidad de cargas invertidas en la producción de una determinada masa de producto se resume en el postulado de la primera ley de Faraday que establece que la masa de producto obtenido o de reactivo consumido en un electrodo durante la electrólisis, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad en culombios, que pasa a través del electrólito. En términos matemáticos esto es: m 5 E ? Q, donde, m es la masa (g) depositada o liberada, E es el equivalente electroquímico, que relaciona la masa (g) de un compuesto, capaz de generar o de consumir un mol de electrones (equivalente químico), con la carga de estos, es decir, un Faraday (96.500 C).Por último, Q representa la carga invertida, y su valor se obtiene al multiplicar la intensidad de la corriente por el tiempo transcurrido. La intensidad de la corriente, I, se expresa en amperios (A) y es la carga que atraviesa una sección determinada de un conductor, relacionada con el tiempo, t. Por ejemplo, si una batería suministra una intensidad de 1 amperio durante un tiempo, t, la carga eléctrica, Q, que atraviesa la celda será: Q 5 I ? t. Con esto, la expresión de la primera ley es:mI tFPeso eqg fi ff ffn Segunda ley. Establece que si varias soluciones electrolíticas son atravesadas por la misma cantidad de electricidad, las masas, m, de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales a sus masas equivalentes (eqg). Dicho de otra manera:mdmleqgdeqgl 5Donde, los subíndices d y l indican masas depositada o liberadas, respectivamente.EJERCICIO1. Explica, con tus propias palabras, por qué unapila se “gasta”.2. ¿Por qué crees que elKOH se usa frecuentemente como electrólito en las celdas electroquímicas?QUIM10-U7(234-273).indd 263 1/12/09 18:28
264 © SantillanaElectroquímicaEJEMPLOS1. Para dos celdas electrolíticas que contienen soluciones de AgNO3 y CuSO4, calcula cuántos gramos de cobre se habrán depositado en uno de los electrodos, cuando en el otro se hayan depositado 35 g de plata.Debemos obtener las masas equivalentes para la plata y el cobre, elementos involucrados en la reacción redox. Para ello observarmos las semirreacciones respectivas:Ag1 1 e2 Ag Cu Cu21 1 2e2De donde deducimos que:eqgAg 107,8 geqgCu 31fi fifi fi107 8163 542,, ,77 gSi mmeqgAgeqgCu, entonces,35 g AgAgCufix g Cugg de cobre , desde dondedfi 107 831 77,,espejamos ,35 31,77 10,31 g dexx fi ff fi 107,8 cobre.2. Una determinada cantidad de corriente atraviesa una celda que contiene un electrodo de Zn en contacto con una solución de ZnCl2. Transcurrido un tiempo, se depositan 10,0 g de Zn. ¿Cuántos gramos de aluminio se depositarán en otra celda que contiene solución de AlCl3 por la que pasa la misma carga eléctrica?Las semirreacciones que ocurren en los electrodos son:Reacción de oxidación: Zn Zn21 1 2e2Reacción de reducción: Al31 1 3e2 AlDe ellas podemos deducir los pesos equivalentes para el Zn y el Al, dado que en la oxidación del Zn intervienen 2 electrones, mientras que en la reducción del Al están involucrados tres electrones:eqgZn 5 masa atómica/2 5 65,3/2 5 32,7 g/eqeqgAl 5 masa atómica/3 5 27/3 5 9 g/eqA partir de la segunda ley de Faraday, tenemos que:m peqg meqgAlAl ZnZn5 ?Remplazando los términos conocidos, obtenemos:m9,0 g/eq 10 gg/eq Al fi 2,75 g de alum ff fi 32,7 inio.3. ¿En cuánto tiempo se depositarán 0,5 g de plata sobre un objeto que se desea galvanizar, si se utiliza una corriente de 5,0 A?Dado que deseamos averiguar el tiempo requerido para que el proceso de galvanización tenga lugar, debemos despejar el término t de la ecuación que relaciona el tiempo transcurrido con la intensidad de corriente empleada, es decir, la primera ley de Faraday:mI tFpeqg 5 ? ?En primer lugar, debemos determinar el valor de eqg para la plata, lo cual se logra a partir de la ecuación para la reducción de este elemento:Ag1 1 e2 Ag, podemos ver que la masa de plata que produce un mol de electrones (eqgAg) es igual a la masa atómica del elemento, que es 107,8 g.Ahora, despejando t de la ecuación, tenemos:t m Feqg Ig Cg A fi ffff fi ffff0 5 96 500107 8 5, ., fi 89,5 sPor lo tanto, para depositar 0,5 g de plata sobre un objeto utilizando una corriente de 5,0 A, se requieren 89,5 segundos.4. Calcula el número de equivalentes y el peso de las sustancias formadas en los electrodos cuando una corriente de 0,6 A fluye durante dos horas a través de CuCl2 fundido.Para empezar, escribimos las semirreacciones que ocurren en el cátodo y el ánodo:Cátodo: Cu21 1 2e2 CuÁnodo: 2Cl2 Cl2 1 2e2Aplicando la expresión Q 5 I ? t tenemos:Q s 0,6A 2h 60 minh 60 min4.320 CCofi ff ff ff fimo se sabe que 1 eqg de Cu fi fi 31,75 g63 53,m fi fffi ffi fiepgFg C500 C 1,42Qm31 75 4 32096, ,, gPara el ánodo 1 eqg de Cl g 2 fi fi 35,5 g712mdmleqgdeqgl , entonces, mL31,75 g35,5 fi fi 1 4, 2gLuego, mL 35,5 g 1,42 g31,75 g fi 1,58 gffi fiQUIM10-U7(234-273).indd 264 1/12/09 18:28
© Santillana 265Desarrollo de competencias1 Explica la diferencia entre cátodo y ánodo y relaciónalos con los conceptos de oxidación-reducción.2 Al realizar la electrólisis de NaCl en una celda electrolítica, los iones formados se desplazan libremente. En el cátodo existe una reducción y en el ánodo una oxidación. Escribe las semirreacciones que se presentan en el cátodo y en el ánodo, respectivamente.3 Dentro de una batería de automóvil se presenta la siguiente reacción:Pb 1 PbO2 1 2H2SO4 2PbSO4 1 H2ODetermina qué sustancia se oxida durante la descarga de la batería. Explica con la ayuda de una semirreacción.4 Si una celda electrolítica posee un electrólito XY, escribe las dos semirreacciones que ocurren tanto en el cátodo como en el ánodo.5 La galvanoplastia con plata se utiliza para hacer recubrimientos en utensilios como cuchillos, tenedores y cucharas, entre otros. Explica, con un dibujo, cómo sucede el proceso de óxido-reducción en esta técnica de recubrimiento.6 Las calculadoras, los relojes y los equipos portátiles utilizan como fuente de energía pequeñas y eficientes pilas voltaicas llamadas pilas secas. Explica su funcionamiento y el por qué tienen este nombre tan particular.9 Si conectas una grabadora en un tomacorriente y la enciendes, funcionará gracias a la corriente eléctrica. Responde: a) ¿Cómo se genera la corriente eléctrica? b) ¿Qué sucede cuando la grabadora funciona con pilas?10 La pila alcalina es una variación de la pila Leclanché. En lugar de cloruro de amonio (NH4Cl) utiliza hidróxido de potasio (KOH) como electrólito. ¿Qué propiedades presentan estas sustancias para que pueda realizar este cambio?11 De acuerdo con estadísticas, una persona consume en promedio cinco pilas secas al año, sin contar con las baterías para automóviles. Las pilas secas comunes con electrodos de zinc (Zn) y grafito (C) al igual que las pilas alcalinas no son recargables, por lo tanto, se conocen como pilas primarias. En cambio la batería de un automóvil es una pila secundaria, ya que se puede recargar. Discute con tus compañeros y escribe una lista de ventajas y desventajas de este tipo de pilas, formula propuestas acerca del reciclaje de este tipo de elementos.7 Una de las aplicaciones de la electrólisis es la obtención de elementos químicos gracias a la energía eléctrica que permite el desarrollo de reacciones químicas no espontáneas. Con base en este fundamento, explica claramente el fenómeno electrolítico del agua empleando dibujos y ecuaciones químicas.8 En la actualidad, las reacciones redox presentan múltiples aplicaciones, por ejemplo, proporcionan la energía necesaria para el funcionamiento de las baterías para automóvil, son responsables del proceso de corrosión de los metales, hacen parte de la combustión de los combustibles fósiles, entre otras. Menciona otras situaciones de la vida diaria en las cuales participen procesos redox. Justifica tu respuesta.QUIM10-U7(234-273).indd 265 1/12/09 18:28
266 © SantillanaEquilibrio en soluciones iónicas1 Arrhenius consideró las disociaciones como procesos reversibles en los cuales se establece un equilibrio dinámico entre los iones y la especie no disociada. ¿Qué significa este planteamiento? Justifica tu respuesta con ejemplos de la vida cotidiana.2 El suero fisiológico es un ejemplo de una solución de electrólitos fuertes. Consulta sobre los componentes que contiene.3 Explica cuál es la diferencia entre los procesos de ionización y la disociación.4 Explica brevemente cómo podemos identificar un ácido o una base en el laboratorio.5 En la naturaleza existen sustancias que se disocian únicamente el 20%, ejemplo de ello es el ácido acético (CH3COOH).6 Completa la siguiente tabla que muestra el porcentaje de disociación de algunos ácidos y bases, tanto fuertes como débiles, y la conductividad de cada uno de ellos:10 Algunas células del estómago producen ácido clorhídrico (HCl), uno de los componentes principales del jugo gástrico. La acidez de este órgano es tan alta que las células que cubren las paredes internas del estómago se renuevan constantemente. Concentración molar (M)807060504030201000,00001 0,0001 0,001 0,01 0,1 1(0,00001, 75)(0,0001, 37)(0,001, 15)(0,01, 43) (0,1, 13) (1, 0,4)Porcentaje de disoluciónResponde:a) ¿Qué relación puedes establecer entre el porcentaje de disociación y la concentración molar de este ácido?b) ¿Qué concentración de ácido se reobtiene con un 60% de disociación?c) ¿Qué porcentaje de disociación se alcanza a una concentración de 0,0003 M del ácido acético?a) ¿Cuáles son electrólitos fuertes?b) ¿Cuáles son electrólitos débiles? Explica tu respuesta.c) ¿Cómo podrías identificar experimentalmente las sustancias conductoras de las no conductoras?7 Determina la constante de acidez, Ka, del HClO de una solución 0,5 M que a temperatura ambiente se disocia en un 1,5%.8 ¿Cuáles serán las masas de AgCl, CaCO3 y Cu2S que se disuelven en 1 L de solución acuosa? La Kps de estas sustancias es 1,8 3 10210; 4,8 3 1029 y 1,6 3 10211, respectivamente.9 Determina la concentración de cada una de las sustancias que participan en la disociación del hidróxido de zinc (Zn(OH)2) en 250 mL de solución, si la Kps del hidróxido es 4,5 3 10217.Compuesto HClO4 H2SO4 H2BO3 Mg(OH)2 KOH NH3% de disociación 100 60 0,01 100 91 1,3Tipo de sustanciaConductividad Sí Sí No Sí Sí NoQUIM10-U7(234-273).indd 266 1/12/09 18:28
© Santillana 267Equilibrio iónico del agua3 El pH del jugo gástrico es cercano a 1,5 porque en él existe una concentración de ácido clorhídrico de casi 0,03 M. Para combatir la acidez estomacal se utilizan sustancias como el hidróxido de magnesio, imagina que tienes un frasco de dicha sustancia pero desconoces su concentración. Diseña un método experimental para conocer la concentración del hidróxido.4 Una solución acuosa en la que la concentración de hidronios es igual a la concentración de hidróxilos se considera una solución neutra, es decir, (H)1 5 (OH)2. Cuando se adiciona una sustancia que aumenta la concentración de hidronios, la concentración de hidróxilos tiene que disminuir para que se mantenga constante el producto iónico de agua. ¿Por qué sucede esto?5 Una reacción común es la que ocurre entre el ácido cítrico (C6H8O7) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3), para producir efervescencia por desprendimiento de CO2. a) Encuentra otras reacciones cotidianas en donde se evidencie este proceso. b) Responde: ¿Qué tipo de ácido es el ácido cítrico? ¿Qué tipo de sal es el bicarbonato de sodio?9 En las siguientes fotografías puedes observar que las sales como el acetato de sodio o el cloruro de amonio en disolución no presentan un pH neutro. ¿A qué se debe su basicidad?¿Por qué las personas que padecen gastritis consumen medicamentos que contienen hidróxido de aluminio (Al(OH)3 o hidróxido de magnesio (Mg(OH)2.11 En el transcurso de una experimentación en el laboratorio de química, una persona se quema la piel con una base fuerte, hidróxido de sodio (NaOH), el auxiliar lava rápidamente la parte afectada con ácido acético diluido (CH3COOH), vinagre. ¿Por qué utiliza el auxiliar de laboratorio esta sustancia y no otra?1 Defi ne los siguientes conceptos:a) pH c) Solución amortiguadorab) pOH d) Titulación2 Explica, con ejemplos, la utilidad de la titulación tanto en el laboratorio como en la industria.6 Consulta sobre las aplicaciones que tienen los sistemas buff er en el desarrollo de medicamentos y cosméticos. ¿Por qué los sistemas buff er tienen la capacidad de regular el pH de una solución?7 El jugo de zanahoria tiene un pH de 2,1. Determina su [H1] y [OH2] y el pOH.8 Al adicionar NaOH 0,1 M a 50 mL de HCl 0,1 M, el pH aumenta lentamente al inicio de la reacción y luego rápidamente en cercanía al punto de equivalencia. Explica, con base en la siguiente gráfi ca, donde se encuentra la concentración del ácido que no ha sido neutralizado por la base y dónde se encuentra la concentración de la base en exceso en la solución. Explica tu respuesta.Curva de titulación ácido - base fuerteQUIM10-U7(234-273).indd 267 1/12/09 18:28
268 © SantillanaEquilibrio iónico del agua10 Algunas soluciones como el ácido acético y el acetato de sodio son consideradas soluciones amortiguadoras. ¿A qué características podemos atribuir esta clasificación de las soluciones?11 ¿Para qué sirven los indicadores en la titulación? Haz una lista en la cual menciones los indicadores de pH más utilizados tanto en el laboratorio de química como a nivel industrial.12 La sangre es una sustancia de pH neutro. ¿Qué sucederá si a la sangre de un paciente se le aumenta el pH?13 La siguiente tabla presenta algunos valores de pH y pOH de algunas sustancias de uso cotidiano. Completa cada fila con base en los datos suministrados.14 A partir de las siguientes concentraciones, calcula el pH y el pOH de las muestras:a) [H1] 5 1 3 1021b) [H1] 5 1 3 1023c) [H1] 5 1 3 1027d) [H1] 5 1 3 1021218 Plantea un diseño experimental en el cual realices una valoración ácido-base utilizando sustancias de uso cotidiano. Responde, ¿qué valor de pH presentan las soluciones que son producto de una reacción química de neutralización?19 Los champús son básicamente jabones y detergentes sintéticos que sirven para remover la suciedad y la grasa del cabello, cuyo pH varía de una marca a otra. Así, en un rápido muestreo que incluyó 20 marcas diferentes, se midió el pH de cada uno de ellos y se encontró un pH entre 3,5 y 8,5 con un promedio de 6,5, es decir, levemente ácido. Con relación a estos resultados, responde:15 En los electrólitos fuertes la concentración de iones originados en el proceso de disociación es igual a la concentración de la solución. Con base en esta información, determina:a) El pH y el pOH de una solución de HCl 0,002 M.b) El pH y el pOH de una solución de NaOH 0,0003 M.16 Tomando como referente la información suministrada en la tabla, ordena en forma creciente de acidez las sustancias:Sustancia pH H1 OH2 pOHLimpiador de hornos 13 1Agua de cal 1 3 10211Agua 7Tomate 1 3 10210Agua de lluvia 6 1 3 1026Vinagre 1 3 10211 1 1Jugo gástrico 1 3 102117 Menciona los productos de la reacción de neutralización de 20 mL de KOH 0,1 N con 20 mL de HCl 0,1 N. Determina el pH de la solución en el punto de neutralización.Sustancias pHGaseosa 2,5Vinagre 2,8Cerveza 4,5Agua 6,5Limpiador líquido 12Limón 2,2QUIM10-U7(234-273).indd 268 1/12/09 18:28
© Santillana 269Electroquímicaa) ¿Es realmente importante que la etiqueta del champú indique el pH? Explica:b) Los champús en estudio resultaron ácidos en su mayoría. ¿Por qué crees que la palabra ácido no se usa para promocionar un champú?c) ¿Cuál es tu actitud como consumidor de productos de higiene o de belleza? ¿Consideras importante asumir una actitud crítica frente a la publicidad de estos productos?d) Mediante un diseño experimental, comprueba los resultados expuestos anteriormente.20 En un laboratorio se tienen siete erlenmeyer, cada uno con 10 mL de solución de vinagre cuya concentración es desconocida. Determina en normalidad (N) la concentración de esta soluciones, si se titulan con NaOH 0,1 N cada una de las muestras. Completa la siguiente tabla, a partir de la información obtenida:1 Elabora un cuadro comparativo que permita establecer las semejanzas, las diferencias y ventajas del uso de las siguientes pilas:a) Pila secab) Pila alcalinac) Pila de litiod) Pilas recargablese) Acumuladoresf) Pilas de níquel2 La electrólisis es un proceso utilizado ampliamente en la industria. Consulta acerca de estas aplicaciones y su impacto a nivel ambiental.3 Si la fórmula molecular del agua es H2O, ¿es válido afi rmar que los volúmenes de oxígeno y de hidrógeno producidos en esta electrólisis son iguales?4 Responde las siguientes preguntas:a) ¿Qué diferencias existen entre una celda electrolítica y una celda galvánica o voltaica?b) ¿Qué tipo de celda puedes construir en el laboratorio si empleas dos metales y un electrólito, sustancia que conduce la corriente eléctrica y permite las reacciones de óxido-reducción?c) ¿Qué tipo de reacción se da en el ánodo? ¿Hay ganancia o pérdida de electrones?d) ¿Qué tipo de reacción se da en el cátodo?e) ¿En los electrodos hay ganancia o pérdida de electrones? Explica.5 Las pilas de Leclanché son las pilas secas que usamos frecuentemente para las linternas. Constan de un recipiente de zinc, en cuyo interior hay una barra de grafi to rodeada de una pasta húmeda de dióxido de manganeso (MnO2), cloruro de zinc (ZnCl2) y cloruro de amonio (NH4Cl). ¿Cuál de las sustancias mencionadas cumple la función del cátodo? ¿Y cuál el ánodo? Justifi ca tu respuesta utilizando ecuaciones químicas.6 La fabricación de joyas económicas se realiza utilizando los llamados baños de oro o baños de plata sobre el metal de bajo costo. Este recubrimiento metálico se realiza por medio de un proceso electroquímico denominado galvanoplastia. Teniendo en cuenta la ilustración, explica en qué consiste la galvanoplastia y cómo se aplica en este tipo de procesos.A partir de esta información, elabora una gráfi ca de coordenadas (X-Y) relacionando el pH de la solución de vinagre (eje Y) en función del volumen de hidróxido de sodio (eje X). ¿Qué conclusiones puedes obtener a partir de la gráfi ca?Solución de vinagreVolumen de NaOH 0,1 NConcentración de vinagre (N)1 0,52 1,53 2,84 5,65 3,76 4,87 4,1QUIM10-U7(234-273).indd 269 1/12/09 18:28
270 © SantillanaElectroquímica7 A continuación se presenta un esquema que relaciona el funcionamiento de una celda electrolítica, a partir de la electrólisis del cloruro de sodio (NaCl).Responde:a) ¿Qué aplicaciones tienen en la actualidad las celdas electrolíticas?b) ¿Cómo fue elaborada la primera celda electrolítica? ¿Quién la fabricó?8 Los muebles metálicos al dejarlos a la intemperie, se deterioran por acción de la humedad y del aire, recubriéndose de una capa rojiza. Responde:a) ¿Qué le ocurre a este metal? b) ¿Cómo se denomina este proceso? c) ¿Es posible restaurar el mueble?9 Completa la siguiente tabla midiendo el pH de las sustancias mencionadas. Elabora una gráfica de coordenadas (X-Y) relacionando la concentración de hidrogeniones [H1] (eje Y) en función del valor del pH (eje X).12 Calcula en cuánto tiempo se depositarán 2,5 g de Cu en un electrodo de Zn que se encuentra en una solución de CuSO4 si se utiliza una corriente eléctrica de 10 A.13 Calcula el número de equivalentes y la masa de las sustancias formadas en los electrodos cuando una corriente de 1A fluye durante 90 minutos a través de KCl fundido.14 Señala el agente oxidante y el agente reductor en cada reacción. Explica tu respuesta.a) 2Br2 1 Cl3 2Cl2 1 Br2b) 2Ag1 1 Mg 2Ag 1 Mg12c) 6Fe12 1 CrO22 1 14H1 6Fe13 1 2Cr13 1 7H2O15 El siguiente esquema muestra la electrólisis del cloruro de sodio en solución acuosa:a) Indica cuál es el cátodo y cuál es el ánodo.b) Indica cuáles son las reacciones de óxidoreducción que se presentan en esta electrólisis.c) Describe el proceso que se representa.10 Con base en la tabla anterior, responde:a) ¿Cuáles de estas sustancias se pueden considerar neutras?Sustancia [H1] pHLeche de magnesiaVinagreLimónDecolAlcohol antisépticoGaseosaDetergente en polvoPolvo para hornearAguaFuente de corriente directa.e2e2Cl2Cl2Na1Na1b) ¿Cómo varía la concentración de H1 con respecto al valor del pH?c) ¿Qué significa un pH inferior y superior a 7?11 En la naturaleza existen fenómenos relacionados con la electrólisis, uno de ellos corresponde a las descargas eléctricas conocidas como rayos en la atmósfera del planeta. Diseña un esquema en el cual se represente la relación entre las descargas eléctricas de los rayos y la electrólisis del agua.QUIM10-U7(234-273).indd 270 1/12/09 18:28
© Santillana 27116 Las baterías que consigues en el comercio consisten en una o varias celdas electroquímicas conectadas en serie, que mantienen un voltaje constante durante un cierto lapso. Diseña un modelo con material reciclado que te permita explicar este fenómeno.17 En el comercio se encuentran en gran cantidad tanto las pilas alcalinas como las pilas recargables. Ejemplo de ello son las pilas utilizadas en la mayoría de los relojes de pulso.Responde:a) ¿Qué componentes presentan este tipo de pilas alcalinas?b) ¿Qué ventajas y desventajas representa la utilización de este tipo de pilas en la actualidad?c) ¿Cómo es el funcionamientote este tipo de pilas? Explica, brevemente.18 Para evitar la corrosión de algunas estructuras se utiliza usualmente un cubrimiento metálico con elementos como níquel (Ni), cromo (Cr) y zinc (Zn). ¿Qué propiedades presentan estas sustancias con el fi n de disminuir los efectos generados por la corrosión?Disolución básicaEnergía liberada en la neutralizaciónIncremento de T°500 mL NaOH 1 M100 mL NaOH 1 M500 mL NaOH 6 M19 Considera la electrólisis del óxido de aluminio fundido, Al2O3, disuelto en criolita, NaAlF6, con electrodos inertes. Al suministrar corrientes se efectúan las siguientes observaciones experimentales:a) Se produce aluminio metálico color plateado en un electrodo.b) Burbujea oxígeno, O2, y se desprende en el otro electrodo.Construye un diagrama de la celda indicando cuál es el ánodo, el cátodo, el electrodo positivo y el negativo, la semirreacción que se lleva a cabo en cada electrodo, la reacción total de la celda y la dirección y fl ujo de electrones a través del alambre.20 Uno de los instrumentos básicos en el trabajo que realizan los electricistas es el voltímetro. Si se empleara este instrumento en la anterior experiencia, ¿cuál sería su función?21 La corrosión es también un proceso electroquímico en el que un metal se consume por la acción de la oxidación del oxígeno y la humedad atmosférica. Un caso común es la corrosión del hierro.a) Expresa mediante ecuaciones químicas el proceso de corrosión del hierro.b) Responde: ¿Qué nombre común recibe el producto de dicha corrosión?22 La formación de un mol de moléculas de agua a partir de un mol de iones de H1 y un mol de iones OH2, libera aproximadamente 13.700 calorías de energía por cada mol. Una caloría es la cantidad de energía necesaria para incrementar en 1 °C la temperatura de 1 g de agua.La reacción:H1(ac) 1 OH2(ac) H2O(l)predice la cantidad de energía que se liberará y el aumento de la temperatura de la disolución, según la variación en las condiciones de reacción presentadas en la siguiente tabla:12QUIM10-U7(234-273).indd 271 1/12/09 18:28
272 © SantillanaCIENCIA TECNOLOGÍA“El desarrollo tecnológico ha sido el elemento básico que ha permitido a la humanidad utilizar nuevas fuentes de energía de manera cada vez más efi ciente. Pero este progreso también tiene sus límites”.Antonio Moreno González Pilas y baterías:energía química para la tecnología moderna◗ Alessandro Volta inventa la pila y realiza las primeras investigaciones con reacciones electroquímicas.Muchos equipos electrónicos de la sociedad moderna como celulares, computadores portátiles, relojes, entre otros, funcionan con baterías o pilas. Detrás de estas fuentes de energía, se esconde un número apreciable de reacciones químicas que permiten el funcionamiento de estas maravillas modernas.La primera pila fue inventada por el italiano Alessandro Voltaen 1800. Volta tomó discos de cobre y zinc, y puso entre ellos un trozo de tela humedecida con ácido sulfúrico diluido (H2SO4). Luego comenzó a apilar sucesivamente más discos de cobre, zinc y tela hasta lograr una amplia cadena, de ahí se deriva el nombre de pila. De esta manera, Volta logró comprobar que su pila producía corriente eléctrica, sin embargo, en esa época no existía una aplicación concreta frente a este invento, caso contrario a nuestros días, en la actualidad todo el campo de la electrónica moderna emplea pilas electroquímicas que plasman claramente el funcionamiento de los mismos principios electroquímicos propuestos por Alessandro Volta.Las pilas y las baterías son en esencia dispositivos que almacenan energía electroquímica a través de reacciones redox o de óxido-reducción controladas apropiadamente. En la actualidad, existen diversas clases de reacciones redox aplicadas en el desarrollo de una enorme variedad de pilas electroquímicas, algunas de estas son:n Pilas secas: son las más comunes, emplean zinc y grafi to como electrodos y una pasta húmeda de grafi to pulverizado, dióxido de manganeso (MnO2) y cloruro de amonio (NH4Cl) como electrolitos.n Pilas alcalinas: son similares a las pilas secas, sin embargo, el electrolito se compone de (MnO2) y NaOH. Estas pilas se caracterizan porque mantienen un alto voltaje por más tiempo.n Pilas de mercurio: emplean mercurio como electrodo. Aun-que son productos muy tóxicos ya que el mercurio (Hg) es un metal pesado, son utilizadas ampliamente en la fabricación de pilas pequeñas para relojes y calculadoras.◗ La amplia gama de pilas son producto de las múltiples reacciones químicas que son posibles en los procesos electroquímicos.QUIM10-U7(234-273).indd 272 1/12/09 18:28
© Santillana 273• ¿Cuáles son las principales clases de pilas?• ¿Cuáles son los componentes de una pila? ¿Qué son y qué función cumple cada una de las sustancias empleadas por Volta cuando inventa la primera pila?• ¿Por qué unas pilas son recargables y otras no?Analizo y concluyo Fortalezco mis valores…• ¿Qué postura asumo frente a los adelantos tecnológicos de la sociedad moderna?• ¿Cómo reacciono frente a las opiniones de los demás cuando participo en una discusión?• ¿Qué acciones realizo para disminuir la contaminación generada por los residuos sólidos debidos al uso excesivo de ”pilas desechables”?La primera pila fue inventada por el italiano Alessandro Volta en 1800. Volta tomó discos de cobre y zinc, y puso entre ellos un trozo de tela humedecida con ácido sulfúrico diluido (H2SO4).Uno de los sistemas electroquímicos más potentes lo encontramos en los acumuladores o las baterías de plomo, empleados en el sistema eléctrico de automóviles y motocicletas. A estas pilas se les denomina acumuladores porque tienen la capacidad de recargarse cuando se les aplica una corriente inversa a su reacción de producción de energía. Por ello, cuando el vehículo está en movimiento un dinamo accionado por el movimiento del motor recarga la batería. En realidad, el acumulador en su interior consta de una serie de seis celdas o baterías más pequeñas, cada una de dos voltios.Estas baterías se interconectan en serie para producir un total de 12 voltios.De forma similar las baterías recargables vuelven a su estado inicial de carga al aplicarles una corriente eléctrica. Las pilas recargables más comunes emplean un sistema de níquel y cadmio (Ni-Cd).Las baterías modernas son las generalmente de nitruro de litio (LiN), estas permiten ser recargadas generando un alto potencial redox, esta clase de pilas son muy empleadas en celulares y computadores portátiles. Por su alta efi ciencia son empleadas incluso en dispositivos electrónicos que se pueden implantar en el cuerpo humano como los marcapasos y los implantes cocleares.◗ En la sociedad moderna son múltiples los objetos que poseen pilas o baterías como fuente de energía.En realidad, el acumulador en su interior consta de una serie de seis celdas o baterías más pequeñas, cada una de dos voltios. Estas baterías se interconectan en serie para producir un total de 12 voltios.QUIM10-U7(234-273).indd 273 1/12/09 18:28
274ME APROXIMO AL CONOCIMIENTO COMO CIENTÍFICO NATURALPRÁCTICA DE LABORATORIO© SantillanaResponde:1. ¿Por qué la corriente eléctrica descompone el agua en hidrógeno y oxígeno?2. ¿Qué es un electrodo?3. ¿Por qué el oxígeno y el hidrógeno se obtienen en estado gaseoso?4. ¿Qué otros compuestos se pueden descomponer por medio de la electrólisis?5. ¿Por qué una solución salina conduce la corriente eléctrica?Análisis de resultados1. Toma dos lápices afi lados por ambos extremos y sujeta una de las puntas con una pinza caimán. Haz el montaje que muestra la fotografía 1.2. Llena el vaso de precipitados con agua y agrega una cucharadita de cloruro de sodio.3. Recorta un cuadrado de cartón más grande que la boca del vaso. Haz dos agujeros e introduce en ellos los lápices por los extremos que no tienen cables.4. Pon el cartón con los lápices sobre la boca del vaso y sujeta las pinzas a los polos de las pilas unidas en serie, como se muestra en la fotografía 2.5. Observa la producción de burbujas en los extremos de grafi to sumergidos en el agua.6. Repite el experimento con una pila de 9 voltios y cambiando los electrodos de grafi to de los lápices, por monedas, láminas de cobre o ganchos clip. Escribe tus observaciones.ExperimentoProcedimiento¿Qué es la electrólisis?Al aplicar una corriente eléctrica al agua, se puede descomponer en los elementos que la conforman.La mayor parte del agua natural contiene pequeñas cantidades de sales y de sustancias orgánicas disueltas. Cuando estas sustancias se encuentran en cantidades muy pequeñas, el agua no pierde su potabilidad y es apta para el consumo humano; sin embargo, en ocasiones y debido a la falta de movimiento o aireación, dichas partículas se acumulan sobrepasando los límites permitidos.En esta práctica observarás la electrólisis del agua.Conocimientos previosElectrólitos, electrólisis y equilibrio químico.Reactivos■ Agua■ Cloruro de sodio, NaClMateriales■ Monedas■ Ganchos clip■ 1 vaso de precipitados de 250 mL■ 2 cables de cobre con pinzas caimán de 30 cm de largo■ 1 pila cuadrada de 9 voltios■ 2 lápices con mina de grafi to■ Láminas de cobre de 1 4 cm■ 1 cartón de 10 cm 10 cm■ 1 cucharita12QUIM10-laboratorios.indd 274 1/12/09 14:43
© Santillana 275ME APROXIMO AL CONOCIMIENTO COMO CIENTÍFICO NATURALPRÁCTICA DE LABORATORIOReactivos■ Amoníaco, NH3■ Solución de ácido clorhídrico, HCl■ Solución de hidróxido de sodio, NaOH■ Metanol, CH3OH■ Vinagre diluido, CH3COOHMateriales■ Hojas de repollo morado■ Jugo de limón■ Papel fi ltro■ Montaje para fi ltración simple■ 1 mortero con pistilo■ 1 vaso de precipitados de 100 mL■ 5 tubos de ensayo■ 1 gradilla■ 1 gotero■ 1 pipeta graduada de 1 mLLos indicadores de pH son ácidos orgánicos que reaccionan en medios básicos y ácidos produciendo diversos colores, lo que permite establecer la basicidad o la acidez de algunas sustancias. En esta práctica aprenderás a elaborar un indicador de pH a partir de material vegetal.Conocimientos previosEscala e indicadores de pH, ácidos, bases.Responde:1. ¿Cuáles de las sustancias utilizadas son ácidas?2. ¿Cuáles de las sustancias utilizadas son básicas?3. ¿Qué coloraciones toma el repollo en presencia de ácidos y bases?4. ¿Por qué la solución de repollo morado se puede considerar un indicador ácido-base?5. ¿Qué otros vegetales se pueden utilizar para elaborar indicadores de pH?Análisis de resultados1. Tritura una hoja de repollo morado en el mortero y agrega un volumen de solución de agua-metanol, aproximadamente 10 veces mayor que la muestra de repollo.2. Filtra la mezcla anterior y deposita el fi ltrado en un vaso de precipitados de 100 mL.3. En los tubos de ensayo vierte 1 mL de vinagre, 1 mL de jugo de limón, 1 mL de amoníaco, 1 mL de solución de HCl y 1 mL de solución de NaOH, respectivamente.4. Agrega a cada tubo unas gotas del extracto de repollo, agita las mezclas y observa lo que ocurre. Registra los cambios de color en una tabla de resultados.ProcedimientoExperimento¿Cómo elaborar un indicador de pH?QUIM10-laboratorios.indd 275 1/12/09 14:43
276ME APROXIMO AL CONOCIMIENTO COMO CIENTÍFICO NATURALPRÁCTICA DE LABORATORIO© SantillanaResponde:1. ¿Cuál es la concentración normal del vinagre? Utiliza la expresión: NaVa NbVb para hacer este cálculo.2. ¿Qué relación puedes establecer entre la neutralización y la titulación?3. ¿Qué aplicaciones tiene el proceso de titulación?4. ¿Qué otro indicador se puede utilizar en las titulaciones?Análisis de resultados1. Prepara 250 mL de solución 0,1 N de hidróxido de sodio.2. Realiza el montaje de la titulación que se muestra en la fotografía 1.3. Vierte en la bureta 50 mL de solución de hidróxido de sodio.4. Con una pipeta mide 5 mL de vinagre y deposítalos en el Erlenmeyer de 250 mL; adiciona 75 mL de agua destilada y unas gotas de fenolft aleína.5. Comienza a titular, añadiendo la solución básica gota a gota desde la bureta y agitando constantemente el Erlenmeyer en forma circular.6. Sigue agregando hidróxido de sodio hasta que observes que la solución de vinagre toma un color rosado que aparece y desaparece. Cuando la tonalidad rosa persiste, suspende la titulación (fotografía 2).7. Escribe el volumen de NaOH gastado.ExperimentoProcedimiento¿Cómo determinar la concentración de un vinagre comercial?La titulación o valoración de soluciones tiene como objetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica desconocida, denominada solución analizada. En esta práctica aprenderás a aplicar este método para establecer la concentración de sustancias de uso cotidiano.Conocimientos previosTitulación ácido-base y normalidad.Reactivos■ Vinagre diluido, CH3COOH■ Hidróxido de sodio, NaOH■ Agua destilada■ Solución de fenolftaleínaMateriales■ 1 soporte universal■ 1 pinza para bureta■ 1 bureta de 50 mL■ 1 Erlenmeyer 250 mL■ 1 balón aforado de 250 mL■ 1 vidrio de reloj■ 1 balanza■ 1 espátula1 2QUIM10-laboratorios.indd 276 1/12/09 14:43
© Santillana 277ME APROXIMO AL CONOCIMIENTO COMO CIENTÍFICO NATURALPRÁCTICA DE LABORATORIOReactivos■ 2 láminas de cobre de 4 cm de longitud y 1 cm de ancho■ 2 láminas de zinc de las mismas medidas■ Solución de HCl 0,1 MMateriales■ 4 alambres de cobre■ 10 ganchos clip■ 1 led (diodo emisor de luz)■ 1 limón■ 1 papaya pequeña■ 1 vaso de precipitados de 100 mLLas reacciones químicas de óxido-reducción se aplican en la fabricación de pilas y baterías que proporcionan energía eléctrica a infi nidad de dispositivos electrónicos de la vida moderna, como calculadoras, relojes, celulares, computadores portátiles, entre otros.En esta práctica construirás una pila casera y la emplearás para hacer funcionar un dispositivo electrónico de baja potencia.Conocimientos previosReacciones de óxido-reducción y celdas electrolíticasResponde:1. ¿Por qué la papaya y el limón funcionan como celdas electrolíticas?2. ¿Qué reacciones ocurren en el cátodo y en el ánodo?3. ¿Cómo puedes hacer una apreciación cuantitativa de la energía eléctrica producida en este proceso?4. ¿Por qué algunas reacciones químicas generan energía eléctrica?Análisis de resultados1. Inserta alternadamente en la papaya, las láminas de cobre y zinc, conservando una distancia de 2 cm.2. Conecta las láminas de cobre y zinc que están en el centro de la papaya, empleando los ganchos clip como conectores y los alambres de cobre como conductores.3. Conecta de igual manera, una de las láminas externas a uno de los terminales del led y el otro terminal a la otra lámina, tal como se muestra en la fi gura.4. Repite el procedimiento cambiando la papaya por el limón.ProcedimientoExperimento¿Cómo construir una pila casera?QUIM10-laboratorios.indd 277 1/12/09 14:43
278 © SantillanaLos proyectos científi cos escolares (PCE) son una propuesta alternativa para generar conocimiento a partir de investigaciones científi cas realizadas en el contexto escolar desde una perspectiva interdisciplinar. Esta propuesta, además de fortalecer los saberes adquiridos en el aula de clases, despierta el interés y la curiosidad por el mundo de la ciencia y de la tecnología, fortalece actitudes científi cas, como el respeto por la diferencia, el trabajo en equipo y la responsabilidad frente a los compromisos asumidos. Lo antes mencionado se refl eja en las vivencias de quienes participan activamente en estos procesos, e incide de manera favorable en sus formas de ver el mundo.La química, como ciencia experimental, hace parte de todo ese universo por explorar, donde las situaciones problémicas permiten la construcción de proyectos científi cos escolares que refl ejan las necesidades de los contextos y se consolidan como propuestas que brindan posibles soluciones. En esencia, se esperaría que el desarrollo de todo PCE fomentara:¿Cómo formular un proyecto científi co escolar?La formulación de todo proyecto científi co escolar, en este caso de química, incluye los siguientes elementos:■ Una idea que surge por un interés particular o por la necesidad de resolver una problemática asociada con temas propios de la ciencia, medio ambiente y la tecnología.■ Una sustentación acerca del impacto real del proyecto de investigación de acuerdo con los elementos propios del contexto.■ Unos objetivos, tanto generales como específi cos, que permitan focalizar el desarrollo del proyecto.■ Una planeación detallada de las actividades programadas y su registro en cronogramas con fechas y compromisos concretos.■ Una fundamentación teórica, profunda y compleja, con el fi n de orientar adecuadamente el trabajo experimental. Esta fundamentación no se realiza solo al inicio del proyecto, sino que es básica como análisis permanente en el transcurso de la investigación.■ Un trabajo experimental coherente con los fundamentos teóricos, los objetivos y las necesidades por resolver con el proyecto de investigación. El trabajo experimental, al igual que la fundamentación teórica, se desarrolla de manera constante en la investigación. Así mismo, es fundamental llevar registros detallados que permitan sustentar los resultados del proyecto al fi nalizar el proceso de investigación.■ La sistematización adecuada de la información obtenida en el transcurso de la investigación. Aquí se referencian los datos, la ejecución y escritos producidos durante todo el proceso.PROYECTOS CIENTÍFICOS ESCOLARESPROYECTOS CIENTÍFICOS ESCOLARES• Innovación• Creatividad• Impacto• Aplicaciones• Imaginación• InvestigaciónQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 278 1/12/09 14:44
© Santillana 279¿Cuáles son las etapas de un proyecto científi co escolar?Etapa 1. CreaciónEsta etapa fomenta la creatividad e imaginación en los participantes del proyecto.Es útil generar estrategias como la lluvia de ideas con el fi n de seleccionar un proyecto que responda a la curiosidad y fortalezca el espíritu científi co de todos los participantes. En esta etapa surge la situación problémica, es decir, la idea.Etapa 2. FormulaciónLa planeación de un proyecto de investigación escolar fortalece las competencias básicas y comunicativas al momento de concretar una idea con argumentos propios del contexto o de los intereses de los participantes. En esta etapa se consolidan los objetivos, el cronograma de actividades, los recursos humanos, físicos y fi nancieros, así como la distribución de funciones del equipo de trabajo.Etapa 3. Fundamentación teóricaSe trata de una búsqueda minuciosa de la información en diversas fuentes y su posterior análisis en relación con los objetivos y los intereses del proyecto. En esta etapa es fundamental adquirir habilidades en la búsqueda de información, que permitan desarrollar competencias básicas en interpretación y análisis de textos y gráfi cas. Se recomienda realizar una búsqueda de información tanto en fuentes primarias, como entrevistas, y fuentes secundarias, como libros, revistas e Internet.Etapa 4. Trabajo experimentalLa parte experimental es el centro de los proyectos científi cos escolares por cuanto aplica los conocimientos teóricos y prácticos adquiridos en el desarrollo del curso de química. En esta etapa es fundamental el acompañamiento por parte de los docentes y el registro de los resultados obtenidos.Etapa 5. Consolidación de resultadosEsta es una etapa de refl exión y análisis en la cual los participantes del proceso de investigación aprenden tanto de los éxitos como de los resultados inesperados de la etapa experimental. Se trata de un análisis profundo acerca del desarrollo del proyecto con el fi n de establecer conclusiones, sistematizar resultados, refl exionar acerca de los aprendizajes y proponer estrategias para el desarrollo de nuevos proyectos relacionados con la temática abordada.Etapa 6. DivulgaciónLa socialización de experiencias y aprendizajes fruto de un proceso de investigación escolar, permite el intercambio de saberes y el fortalecimiento de las competencias comunicativas básicas cuando se realizan presentaciones en público o en el diseño de materiales audiovisuales como afi ches, periódicos escolares, carteleras, entre otros. El objetivo de esta etapa es difundir a la comunidad en general, el impacto social real del proceso de investigación.A continuación encontrarás algunas ideas para desarrollar proyectos científi cos escolares.QUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 279 1/12/09 14:45
280 © SantillanaIDEA¿Cómo fusionar el arte y la ciencia?Fundamentos para la formulaciónLa pintura es el arte de crear imágenes aplicando sustancias con color a una superfi cie. Esta forma de expresión artística ha permitido capturar en escenas la historia de la humanidad, desde la Edad de Piedra, con las pinturas rupestres en cuevas, hasta el arte moderno, pasando por el gótico, renacentista, barroco, rococó, impresionismo, cubismo y surrealismo, entre otras manifestaciones artísticas.Al igual que la ciencia, el arte requiere de creatividad e imaginación y muchos artistas han utilizado conceptos científi cos, como la perspectiva y la percepción, para producir obras que juegan con nuestra razón.Aunque pocas personas hablen del tema, la historia de la pintura ha estado íntimamente ligada a la historia de los colorantes y los pigmentos, los cuales se han desarrollado gracias al avance de la química. De hecho, por muchos siglos la única fuente de materias primas de color fueron los pigmentos de origen natural extraídos de minerales que eran pulverizados y luego suspendidos en aceites o incluso en yemas o claras de huevo.Los pigmentos para pintura son polvos fi nos que refl ejan toda la luz para producir un efecto blanco, o bien absorben ciertas longitudes de onda de la luz para producir un efecto coloreado. Los pigmentos blancos más corrientes son óxidos inorgánicos, como el dióxido de titanio (TiO2) y el óxido de zinc (ZnO). Los siguientes óxidos inorgánicos son pigmentos utilizados ampliamente: óxido férrico (Fe2O3), el cual, según la mezcla, ofrece coloración amarilla, roja o color tierra; el óxido crómico (Cr2O3), que presenta coloración verde, y el tetraóxido de plomo (Pb3O4), del cual se obtienen pigmentos rojos.Así mismo, los cromatos de plomo, zinc, estroncio y níquel producen distintas gamas de amarillos y anaranjados.Es realizable el desarrollo de diversos proyectos científi cos escolares relacionados con la fabricación de pinturas útiles en la creación de obras artísticas, a partir de materias primas como minerales, rocas u otros compuestos. Por lo tanto, te invitamos a plantear la posibilidad de generar proyectos científi cos con el apoyo de los docentes del área de artes o dibujo con el fi n de emplear las pinturas fabricadas en la clase de química.PROYECTO 1 Arte y ciencia: fabricación de pinturasResultados esperadosLos proyectos escolares de arte y ciencia deberán generar procesos como:■ Articulación curricular en torno a la interdisciplinariedad de las ciencias y el arte en la institución educativa.■ Adquirir capacidad de fusionar conceptos de arte con la ciencia y viceversa.■ Generar expresiones artísticas a partir del proyecto.Investigación en la redConsulta en Internet la información relacionada con prácticas y aplicaciones de pigmentos y colorantes en pinturas y esculturas. Para ello, sugerimos las siguientes palabras clave:■ Pigmentos minerales■ Aglutinantes para pigmentos■ Historia del arte■ Fabricación de pinturas■ Colorantes■ Pigmentos vegetalesQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 280 1/12/09 14:45
© Santillana 281IDEA¿Cómo incentivar el desarrollo de productos a través de proyectos de química aplicada?Fundamentos para la formulaciónDentro de las múltiples aplicaciones de la electroquímica, la galvanización o recubrimiento de las superfi cies con metales tiene aplicaciones en diversas industrias. Niquelados, cromados, dorados y plateados, son algunos de los recubrimientos electroquímicos que se realizan a nivel industrial. Por ejemplo, la mayoría de las bicicletas llevan un recubrimiento de cromo (cromado), que las protege de la corrosión ambiental. Otro ejemplo de esta aplicación industrial se ve en las joyas, las cuales son recubiertas con una capa de oro (dorado), o en la fabricación de tuberías, las cuales son sometidas a un recubrimiento con níquel para aumentar su durabilidad y hacerlas atractivas.Esta propuesta pedagógica es una invitación a consultar acerca de las aplicaciones de los procesos electroquímicos de galvanización en el contexto latinoamericano, con el fi n de formular proyectos científi cos escolares acerca de la galvanización de objetos. Además permite, por un lado, fortalecer los conocimientos y las prácticas de electroquímica y reacciones de óxido-reducción analizadas en clase y, por otro, brindar la posibilidad de generar una microempresa de tecnologías de galvanización basada en conceptos de innovación tecnológica y competitividad.Es importante tener presente que, en la etapa de formulación de los proyectos de galvanización, se deben resolver las siguientes preguntas:■ ¿Qué cuidados y medidas de seguridad se deben tener en cuenta al momento de experimentar con galvanización?■ ¿Qué aplicaciones tiene el recubrimiento de superfi cies con metales?■ ¿Cuáles son los impactos ambientales que ocasionan las empresas que trabajan con galvanizaciones?Resultados esperadosAl fi nal del proceso se espera que se generen varios proyectos que logren emplear los conocimientos adquiridos en el curso de química, a fi n de realizar diversas prácticas de galvanización de objetos, en las que se muestren sus aplicaciones industriales.Además, aprender sobre la organización de la microempresa como negocio productivo.Investigación en la redConsulta en Internet la información relacionada con los procesos de galvanización o recubrimiento de objetos con metales. Para ello, sugerimos las siguientes palabras clave:PROYECTO 2 Galvanización de superfi cies■ Galvanoplastia■ Galvanización■ Aplicaciones de la electroquímica■ Niquelado■ Plan de negocios■ Cromado■ Recubrimientos metálicos■ EmprendimientoQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 281 1/12/09 14:45
282 © SantillanaResultados esperadosLos proyectos de análisis de huellas deberán lograr los siguientes resultados:■ Seleccionar técnicas que permitan revelar huellas invisibles a través de reactivos químicos.■ Identifi car los patrones de las formas de las huellas digitales.■ Construir elementos que permitan la comparación de patrones de huellas digitales de diversas personas.■ Establecer la importancia de las investigaciones dactiloscópicas en las ciencias forenses.■ Explicar, por medio de modelos, las capas de la piel y su relación con las técnicas empleadas en dactiloscopia.Investigación en la redConsulta en Internet la información relacionada con las técnicas empleadas en química forense y el amplio campo de la dactiloscopia. Para ello, sugerimos las siguientes palabras clave:■ Dactiloscopia■ Capas de la piel■ Análisis de huellas digitales■ Ciencias forenses■ Química forense■ Física forenseIDEA¿Cómo aplicar los conocimientos de la química en investigaciones forenses?Fundamentos para la formulaciónEn ciencias forenses se aplican innumerables principios de la química; entre estos se destaca el análisis de huellas o dactiloscopia. Gracias a esta técnica se han resuelto múltiples crímenes, ya que no existen dos seres humanos con el mismo patrón de huellas digitales.La acumulación de sudor y otras sustancias en la superfi cie de los dedos permite que al tener contacto con un objeto, se registre una impresión característica para cada sujeto. La dactiloscopia estudia la forma de revelar estas huellas digitales, invisibles al ojo humano, interpretar los patrones de formas e identifi car los elementos que permiten asociar una huella digital a un ser humano específi co.El análisis de huellas digitales ha permitido la resolución concluyente de casos judiciales, donde tales rastros fueron evidencia innegable de la presencia de un sujeto determinado en la escena de un delito.Para evidenciar una huella digital, en química forense se emplea una técnica denominada revelado por polvos, que consiste en la adición de polvos fi namente divididos y demasiado adhesivos sobre la superfi cie que se está analizando. Este tipo de sólidos se impregnan a las sustancias del sudor, revelando la forma de las huellas digitales. Algunos de los polvos empleados para este fi n son los siguientes:■ Polvo negro: compuesto de negro de humo o grafi to para superfi cies blancas o muy claras.■ Polvo blanco: compuesto de talco o yeso para superfi cies negras o sumamente oscuras.■ Polvo gris: compuesto de aluminio utilizado ampliamente en casos donde el suceso ha ocurrido con cierto tiempo de antelación. La principal característica para el uso de esta sustancia radica en su gran capacidad de adherencia.En cuanto a la selección de polvos es importante tener en cuenta que el color debe contrastar con la superfi cie.Todos los polvos comunes se aplican con cepillos de pelos suaves.Esta propuesta de investigación científi ca escolar es una invitación para formular proyectos escolares que apliquen el revelado de huellas digitales como estrategia que permita explorar el espíritu de investigación e interpretación de situaciones reales en el contexto escolar.PROYECTO 3 Química y ciencias forensesQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 282 1/12/09 14:45
© Santillana 283IDEA¿Cómo explorar la riqueza y diversidad de las rocas y los minerales?Fundamentos para la formulaciónLatinoamérica cuenta con una enorme riqueza de recursos minerales, sin embargo, pocas personas son conscientes del valor de este patrimonio natural. Los minerales y las rocas son una fuente de investigación enorme en química, puesto que todos los elementos y compuestos de la química inorgánica, de forma directa e indirecta, tienen su origen en rocas o minerales. Ejemplo de ello son la bauxita, mineral del cual se extrae el aluminio, y el mercurio, que existe en el cinabrio, la colección de rocas y minerales también se convierte fácilmente en un pasatiempo o distracción, al ser estos materiales fuente de fascinación por la belleza de sus formas, texturas, colores y estructuras cristalinas.A través de este proyecto científi co escolar, te invitamos a explorar la mineralogía y la geología, por medio de la colección de rocas y minerales seleccionados en salidas de campo realizadas con el apoyo del colegio, paseos familiares o algunas caminatas ecológicas.Para ello, consolida un equipo de trabajo con quienes puedas investigar sobre los principales yacimientos de minerales, compuestos y materias primas que se obtienen a través de los minerales, la producción e importancia económica de materiales como el carbón, el platino, el oro, el diamante, las esmeraldas, el hierro, la sal, entre otros, de los cientos de productos derivados de rocas y minerales.Luego de haber realizado una fundamentación teórica, formula proyectos científi cos escolares que te permitan recolectar, analizar, clasifi car y estudiar muestras de rocas y minerales presentes en determinadas zonas territoriales.PROYECTO 4 Exploración geológicaResultados esperadosLa formulación de proyectos científi cos escolares relacionados con mineralogía y geología permite aplicar conocimientos de la química inorgánica en la identifi cación y clasifi cación de las muestras de rocas y minerales recolectados. Todas las muestras pueden organizarse como un pequeño museo, con el fi n de que todos aprecien las maravillas de la química inorgánica expuestas en la naturaleza.Las herramientas básicas para las salidas de campo de un geólogo son:■ Martillo ■ Cincel■ Guantes ■ Cuaderno de notas ■ Cámara fotográfi caInvestigación en la redConsulta en Internet la información relacionada con las técnicas empleadas en mineralogía y geología. Para ello, sugerimos las siguientes palabras clave:■ Mineralogía ■ Identifi cación de minerales■ Geología ■ Clasifi cación de rocas■ Colección de rocas ■ Colección de minerales ■ Formas cristalinasQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 283 1/12/09 14:45
284 © SantillanaIDEA¿Cómo organizar una feria científi ca escolar?Fundamentos para la formulaciónLa feria científi ca escolar es un evento anual organizado generalmente por el área de ciencias del colegio, cuyo objetivo es invitar a la innovación, la curiosidad, el intercambio de experiencias y el fortalecimiento del interés por el mundo de la ciencia, el medio ambiente y la tecnología. Esto se realiza a través de proyectos de investigación científi ca y tecnológica realizados en los diversos ambientes escolares.A continuación, mencionamos tres tipos de proyectos que pueden presentarse en una feria científi ca escolar.Demostración de un principio científi coSe trata de mostrar un principio científi co interesante. Por ejemplo, demostración de los principios de las reacciones de óxido-reducción aplicados en la fabricación de pilas o en la galvanización.Construcción de un modeloLos modelos son fundamentales en ciencias porque ayudan a explicar fenómenos que por su escala son imposibles de ver; por ejemplo, un modelo a escala del sistema solar, de una célula o de un átomo. La construcción de modelos es muy divertida, puesto que en esta labor, además de las habilidades manuales, se requiere de mucha creatividad. Por ejemplo, construir circuitos eléctricos, un modelo de un carro que se mueva con energía solar, modelos del proceso de fotosíntesis en las plantas, modelos atómicos, entre muchos otros.Proyecto de investigaciónEste tipo de propuestas se fundamentan en la búsqueda de posibles soluciones a preguntas o a una hipótesis planteada. El objetivo de una investigación es tratar de conseguir la información que permita apoyar o refutar la hipótesis. Ejemplos de algunas investigaciones que pueden ser desarrolladas son las siguientes:■ ¿Qué clase de combustibles producen menos contaminación?■ ¿Cómo remplazar el uso de nitritos en la fabricación de alimentos enlatados?■ ¿Cómo diseñar un sistema de purifi cación de agua para mi comunidad?PROYECTO 5 Química y ciencias forensesQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 284 1/12/09 14:45
© Santillana 285Para organizar la feria científi ca escolar es importante tener presente:■ ¿Cómo será el proceso de selección de los trabajos de exposición?■ ¿Quiénes integran el comité organizador?■ ¿Cuáles serán las funciones que desempeñe cada uno en el desarrollo del evento?■ ¿Cómo promover el intercambio de proyectos con otras instituciones?■ ¿Qué actividades de divulgación científi ca se pueden organizar en la feria? (Por ejemplo, charlas, conferencias, salidas ecológicas, encuentros artísticos.)■ ¿Quiénes conformarán el comité de evaluación de proyectos?■ ¿Qué estímulos se brindarán a los trabajos ganadores de la feria escolar?■ ¿Cuál será el espacio y la logística más adecuada para la realización de este evento?Con base en los elementos mencionados anteriormente, como equipo de trabajo, es indispensable diseñar un plan de acción que permita movilizar la dinámica de la feria científi ca escolar a las demás actividades programadas por la institución, según los objetivos, metas, intereses y necesidades proyectados para el desarrollo del evento.Resultados esperadosAl fi nal de esta propuesta pedagógica se busca como resultado generar los parámetros y las dinámicas escolares que permitan estructurar la logística necesaria para el desarrollo de la feria científi ca escolar, como un espacio integrador, que posibilite la innovación, el intercambio de saberes y que fortalezca el apoyo a los proyectos escolares de ciencia, medio ambiente y tecnología formulados por docentes y estudiantes, de acuerdo con las necesidades e intereses de cada institución.Investigación en la redExisten diversas organizaciones que promueven el desarrollo de actividades científi cas juveniles. A continuación mencionamos algunas de las entidades en las cuales es posible encontrar información y asesoría acerca de la organización de este tipo de eventos.■ Colciencias■ ACAC (Asociación Colombiana para el Avance de la Ciencia)■ Museo de la ciencia y el juego (Universidad Nacional de Colombia)■ Ministerio de Educación NacionalQUIM10-PROYECTOS(278-285.indd 285 1/12/09 14:45
A Ácido: compuesto químico que en solución acuosa produce iones hidrógeno (H).Ácido conjugado: ion resultante de la disociación de una base.Ácido de Brönsted: sustancia capaz de ceder un protón (H) a otra sustancia.Agente oxidante: especie que se reduce en un proceso de óxido-reducción.Agente reductor: especie que se oxida en un proceso de óxido-reducción.Alquimia: corriente fi losófi ca que a través de prácticas químcas buscaba el crecimiento espiritual del practicante y la compresión universal.Ánodo: en la electrólisis, electrodo que tiene potencial positivo. En cualquier sistema eléctrico, como un tubo de descarga, el ánodo es el terminal por donde salen los electrones del sistema.Átomo: partícula más pequeña que puede participar en una reacción química. Unidad estructural de la materia.CCalor: forma de energía asociada con el movimiento de las partículas constitutivas de la materia.Calor de reacción: cantidad de calor liberado o absorbido durante una reacción química, referido a una cierta cantidad de reactivo o de producto.Cantidades estequiométricas: cantidades exactas de reactivos y productos que aparecen en una ecuación química balanceada.Catalizador: sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química, sin consumirse en ella.Cátodo: en la electrólisis, electrodo con potencial negativo. En cualquier sistema eléctrico, como un tubo de descarga, el cátodo es el terminal por donde entran los electrones al sistema.Celda electrolítica: dispositivo en el cual una corriente eléctrica promueve la ocurrencia de una reacción, que de otra forma no se produciría.Celda electroquímica: dispositivo que genera corriente eléctrica a partir de una reacción química de óxido-reducción, que ocurre espontáneamente. Sinónimos: celda galvánica, celda voltaica.Cinética química: parte de la química que estudia la velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, así como los factores que la determinan.Coloide: mezcla en la cual las partículas de soluto son de gran tamaño y se hallan en suspensión.Concentración: relación cuantitativa soluto-solvente o soluto-solución.Confi guración electrónica: distribución de los electrones en los orbitales atómicos.Constante de equilibrio: valor numérico que se obtiene de la razón entre las concentraciones de equilibrio de los productos y las de los reactivos, cada una elevada a una potencia igual a su coefi ciente estequiométrico.Contaminación: alteración física o química del ambiente y que lo torna nocivo para el ser humano.Corrosión: reacción química de los metales expuestos a la acción de agentes atmosféricos.Cristalización: proceso de obtención de cristales a partir de una solución.Cuanto: cantidad mínima de energía radiante que puede se absorbida o emitida.DDensidad electrónica: probabilidad de hallar el electrón en una región determinada del espacio.Dipolo: estructura polarizada, positiva y negativamente.Disociación: proceso de separación de una sustacia iónica en los iones correspondientes, por acción de un disolvente.BBase: compuesto químico que en solución acuosa produce iones OH o hidroxilo.Base conjugada: ion resultante de la disociación de un ácido.Base de Brönsted: sustancia capaz de aceptar un protón desde otra sustancia.EEcuación química: representación simbólica de una reacción química. Muestra los símbolos y las fórmulas químicas de los reactivos y los productos.Electrodos: superfi cies sobre las cuales se producen las semirreacciones de oxidación y reducción en las celdas electroquímicas.Electrólisis: proceso en el cual el paso de una corriente eléctrica continua ocasiona la ruptura de enlaces en una molécula.Electrólito: líquido que contiene iones positivos y negativos y que conduce electricidad mediante el fl ujo de esas cargas.Electrón: partícula subatómica fundamental con carga unitaria negativa.Electronegatividad: medida de la fuerza con la que un núcleo atómico atrae los electrones.Electrones de valencia: corresponden a los electrones en el nivel más externo de un átomo, pueden participar en los enlaces químicos.Electroquímica: área de la química que estudia la relación entre los procesos químicos y la electricidad.Elemento químico: sustancia pura cuyos átomos tienen el mismo número de protones.Energía: capacidad de un sistema para hacer un trabajo o producir un cambio.Energía de activación: cantidad mínima de energía requerida para iniciar un reacción química.Enlace covalente: enlace formado cuando dos átomos comparten un par de electrones.© SantillanaGLOSARIO286GLOSARIO-BIBIO. (286-288).indd 286 1/12/09 14:45
Galvanización: técnica utilizada para obtener artículos de hierro o acero resistentes a la corrosión.Gases ideales: gases hipotéticos que se ajustan a los postulados de la teoría cinético-molecular de la materia.Granalla: conjunto de granos o porciones menudas a que se reducen los metales para facilitar su fundición.Grupo funcional: grupo de átomos de un compuesto responsables de las reacciones características del compuesto.Par ácido-base conjugado: sistema formado por un ácido de Brönsted y la base conjugada que genera al donar el protón.pH: medida del grado de acidez de una solución que se expresa por el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.Piedra fi losofal: símbolo usado por los alquimistas para representar el logro máximo de sus prácticas y búsquedas espirituales. Se relacionaba con la eterna juventud y la transmutación de los metales en oro.Radiactividad: propiedad de algunos núcleos relacionada con la liberación de partículas subatómicas y la liberación de gran cantidad de energía.Reacción endotérmica: reacción química en la cual el sistema absorbe energía.Reacción exotérmica: reacción química como consecuencia de la cual se libera energía.NMMateria: todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.Método científi co: procedimiento ordenado encaminado a la generación de conocimiento científi co en forma de leyes y teorías.Mezcla: combinación entre dos o más sustancias.Mezcla heterogénea: combinación en la cual las sustancias involucradas no se encuentran distribuidas uniformemente y por tanto se observan dos o más fases.Mezcla homogénea: combinación en la cual las sustancias involucradas se encuentran distribuidas uniformemente y no son identifi cables a simple vista.LLey: regla y norma verifi cada experimentalmente, que sirve para describir, interpretar y predecir la ocurrencia de un conjunto de fenómenos.Lluvia ácida: precipitaciones de naturaleza ácida que se producen por efecto de la formación de los ácidos sulfúrico y nítrico en la atmósfera.Longitud de enlace: se refi ere a la distancia entre dos núcleos en un enlace.Neutralización: reacción química entre una base y un ácido en la que se forma una sal y agua.Neutrón: partícula subatómica fundamental sin carga, con una masa muy cercana a la del protón.Nivel de energía: una de las energías que puede tener un átomo o una molécula de acuerdo con la teoría cuántica.Número atómico: número de protones del núcleo de un átomo. El número atómico es una característica de cada elemento y se simboliza por la letra Z.Número cuántico magnético: corresponde a una solución mecanocuántica de la ecuación de onda que designa el orbital concreto que ocupa el electrón(s, p, d, f) dentro de un grupo determinado.Número cuántico orbital: corresponde a una solución mecanocuántica de la ecuación de onda que designa el grupo de orbitales (s, p, d, f) dentro de un nivel electrónico dado, en el que reside el electrón.Número cuántico principal: corresponde a una solución mecanocuántica de la ecuación de onda que designa el nivel energético o capa en el que se encuentra el electrón.HIVHalógeno: elemento del grupo VIIA de la tabla periódica (fl úor, cloro, bromo, yodo y astatino).Hipótesis: explicación de un fenómeno que debe ser confi rmada o rechazada a través de la observación y la experimentación.Ion: átomo o grupo de átomos con carga eléctrica, ya sea positiva (catión) o negativa (anión).Ionización: separación o disociación de una sustancia en sus iones correspondientes.Isótopo: átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones.Valencia: capacidad de combinación de un átomo.Velocidad de reacción: variación de la concentración en los reactivos o productos por unidad de tiempo.Volumen molar: volumen que ocupa un mol de una sustancia pura.O Orbital: región alrededor de un núcleo atómico en la cual existe una alta posibilidad de encontrar un electrón.Orbital molecular: zona del espacio molecular donde hay mayor probabilidad de encontrar el par de electrones que forman el enlace covalente entre dos átomos.FFem (fuerza electromotriz): medida de la fuerza directriz de la reacción de la celda.Fermentación: conjunto de reacciones químicas que ocurren en el interior de las células vivas y tienen como fi n proporcionar energía al organismo a través de la ruptura de moléculas con alto contenido energético como los azúcares.Fórmula de Lewis: fórmula ideada por Lewis en la cual se usan puntos para representar los electrones de valencia de un átomo y el símbolo del elemento para representar los electrones internos del mismo.GPR© Santillana 287GLOSARIO-BIBIO. (286-288).indd 287 1/12/09 14:45
BIBLIOGRAFÍA • Biografías de científi coswww.b.cartage.org• Consulta con un expertowww.scat0.phys.psu.edu• Conversión de unidades (energía, presión, volumen, temperatura, masa)www.chemicool.com• Elaboración de estructuraswww.chem.ox.ac.uk• Experimentos que fundamentan el modelo estándar del átomowww.particleadventure.org• Gases idealeswww.chemicool.com• Laboratorio virtual de químicawww.neon.chem.ox.ac.uk• La ciencia es divertidaAnécdotas, experiencias, preguntas...www.ciencianet.com• Más recursos en internet para químicawww.liv.ac.uk• Oxidación-reducción: temas completoswww.naio.kcc.hawaii.edu• Premios Nobel de Química desde 1901 hasta el 2001www.userpage.chemie.fu-berlin.de• Ruta del modelo estándar del átomowww.particleadventure.org• Solución de problemas de químicaProblemas de gases ideales, leyes de Dalton, número de Avogadro, molaridadwww.hawaii.edu• Tablas periódicaswww.liv.ac.uk• Tutor de químicawww.members.nbci.comFuentes de Internet288 © Santillana• ATKINS, P. Fisicoquímica. México D.F. Fondo Educativo Interamericano. 1985.• ATKINS, PETER. JONES, LORETTA. Chemical Principles. Estados Unidos. W. H. Freeman and company. 1999.• BABOR A., JOSEPH. IBARZ, JOSÉ. Química General Moderna. Barcelona. Editorial Marín, S.A. 1992.• BRANDWEIN, PAUL F. Y OTROS. Química: la materia, sus formas y sus cambios. Estados Unidos. Editorial Educaciones Cultural. Cuarta edición. 1980.• CHANG, RAYMOND. Química. Madrid. Ediciones Mc Graw Hill. 1993.• EBBING, DARRELL D. Química General. México D.F. Ediciones Mc Graw Hill. 1997.• GILBERT, G. FORREST, C. Química general. Problemas y ejercicios. Buenos Aires. Addison-Wesley Iberoamericana. Tercera edición. 1991.• LONGO, F. Química general. México D.F. Ediciones Mc Graw Hill. 1993.• MASTERTON, W. Y OTROS. Química. México D.F. Editorial Mc Graw Hill. 1991.• MORTIMER, CHARLES. Química. México D.F. Ediciones Iberoamericana. Quinta edición. 1992.• ROUTH, JOSEPH. EYMAN, DARRELL. BURTON, DONALD. Compendio esencial de química general orgánica y bioquímica. Barcelona. Editorial Reverté S.A. 1988.• RUSELL, JOHN B. Química General. Bogotá. Editorial Mc Graw Hill. 1985.• SIENKO, M. PLANE, R. Química: principios y aplicaciones. México D.F. Ediciones Mc Graw Hill. 1989.• SKOOG, DOUGLAS A. WEST D., HOLLER F. Química Analítica. México. Ediciones Mc Graw Hill. 1997.• WHITTEN, K. W. GAILEY, K. D. Química General. México. Nueva editorial Interamericana. 1998.• WILBRAHAM, ANTONY C. Chemistry. Estados Unidos. Addison-Wesley. Tercera edición. 1993.• ZUMDAHL, STEVEN. Chemistry. Estados Unidos. D.C. Heath and Company. Tercera edición. 1993.GLOSARIO-BIBIO. (286-288).indd 288 1/12/09 14:45